Grundwissen Chemie 8. Klasse - jhg

Grundwissenskatalog Chemie G8 8. Klasse nt
1. Wissenschaft Chemie: Chemie ist die Lehre von den Stoffen.
Chemischer Vorgang: Stoffänderung
Physikalischer Vorgang: Zustandsänderung
2. Unterteilung Stoffe:
Stoff
Reinstoff
Verbindung
Element
Gemisch
homogen
heterogen
Reinstoff: besteht aus lauter gleichartigen Teilchen mit gleichartigen Eigenschaften.
Gemisch: besteht aus unterschiedlichen Teilchen mit unterschiedlichen Eigenschaften, meist
Trennung auf physikalischem Weg möglich.
Heterogen: sichtbar uneinheitlich.
Homogen: erscheint einheitlich.
Verbindung: kann durch eine chemische Reaktion zerlegt werden.
Element: kann auch durch eine chemische Reaktion nicht zerlegt werden
3. heterogene Gemische:
Suspension: Feststoffteilchen sind in einer Flüssigkeit fein verteilt.
Emulsion: Flüssigkeitströpfchen sind in einer anderen Flüssigkeit fein verteilt.
4. Die Lösung: ist das wichtigste homogene Gemisch. Feststoffe, Flüssigkeiten oder Gase
sind in einer Flüssigkeit homogen verteilt.
5. Möglichkeiten, den Ablauf einer chemischen Reaktion zu erkennen
- Farbänderung
- Gasentwicklung
- Niederschlag
- Wärmeentwicklung
- Abkühlung
- Feuererscheinung
- Rauchentwicklung
6. Die Wortgleichung (Reaktionsschema):
gibt den Ablauf einer chemischen Reaktion wieder, der Reaktionspfeil bedeutet „ergibt
in einer chemischen Reaktion“. Ausgangsstoffe = Edukte, Produkte;
7. Energiebeteiligung bei chemischen Reaktionen
Exotherm: Energie wird freigesetzt, die innere Energie nimmt ab.
Endotherm: Energie wird zugeführt, die innere Energie nimmt zu.
Aktivierungsenergie: Energie, die benötigt wird, um eine Reaktion zu starten.
8. Gesetz von der Erhaltung der Masse
Bei chemischen Reaktionen im Labormaßstab kann mit einer Waage keine
Massenänderung festgestellt werden, Einschränkung durch die Beziehung E = mc2
9. Gesetz der konstanten Proportionen
Verbindungen enthalten die Elemente, aus denen sie bestehen, stets in einem konstanten
Massenverhältnis.
10. Katalyse
Ein Katalysator beschleunigt eine chemische Reaktion, er senkt die Aktivierungsenergie
und liegt nach der Reaktion unverändert vor.
11. Das Teilchenmodell
Alle Stoffe sind aus kleinsten Teilchen aufgebaut. Wenn man diese Teilchen noch einmal
teilt, so hat man einen anderen Stoff.
12. Teilchenmodell und Aggregatzustand
Aggregatzustand
fest
flüssig
gasförmig
Teilchenanordnung
regelmäßig
unregelmäßig, nah zusammen
sehr unregelmäßig, großer Abstand
13. Arten von Teilchen
Atome: Genaueres siehe später.
Moleküle: sind aus mehreren Atomen aufgebaut.
Ionen: geladene Teilchen, Genaueres siehe später.
14. Art der Teilchen bei Reinstoffen
Elemente: einzelne Atome oder Moleküle aus einer Atomart.
Verbindungen: Moleküle aus verschiedenartigen Atomen oder Ionen.
15. Die atomare Masseneinheit u
Masse eines Wasserstoffatoms: etwa 1u, die übrigen Atommassen sind aus dem
Periodensystem ersichtlich. Die Masse von Molekülen ergibt sich aus der Summe der
Atommassen.
16. Elementsymbole: bedeuten das Element an sich oder ein Atom des Elements, sie sind im
Periodensystem zu finden.
17. Chemische Formeln
Sie beschreiben den Aufbau von Molekülen oder geben das Verhältnis an, in dem
Ionen in einer Verbindung enthalten sind.
Beispiele
H2O: Ein Molekül, das aus zwei Wasserstoffatomen und einem Sauerstoffatom aufgebaut
ist (Molekülformel)
NaCl: Es liegen Natrium- und Chlor(id)ionen im Verhältnis 1:1 vor (Verhältnisformel).
18. Die chemische Gleichung
Sie beschreibt den Ablauf chemischer Reaktionen, sie gibt also an, welche Teilchen zu
welchen neuen Teilchen reagieren.
Wichtig: Von jeder Atomart müssen auf beiden Seiten der Gleichung gleich viele Atome
vorhanden sein.
19. Benennung von Verbindungen aus zwei Elementen
Name des ersten Elements, Name des zweiten Elements mit der Endung –id;
Das erste Element steht im Periodensystem weiter links bzw. weiter unten.
Die Zahl der Atome wird durch die Vorsilben (Mono), di, tri, tetra, penta, bzw. hexa
ausgedrückt. Zweites Element Sauerstoff = Oxid, bei Schwefel = Sulfid.
20. Die Wertigkeit
Sie gibt an, wie viele Wasserstoffatome ein Atom binden oder ersetzen kann.
Wasserstoff ist also immer einwertig, Sauerstoff ist meist zweiwertig, die meisten anderen
Wertigkeiten können davon abgeleitet werden. Sie dient als Hilfsmittel zur Erstellung von
Molekül- oder Verhältnisformeln.
21. Das Stoffgemisch Luft: besteht hauptsächlich aus Sauerstoff (21%) und Stickstoff (78%)
22. Die Oxidation: ist eine Reaktion mit Sauerstoff. Verbrennung: Oxidation unter
Feuererscheinung
23. Nachweisreaktion für Sauerstoff: Glimmspanprobe.
24. Nachweisreaktion für Wasserstoff: Knallgasprobe.
25. Der Aufbau des Atoms aus Kern und Hülle
Der Atomkern ist im Verhältnis zum gesamten Atom sehr klein, enthält aber fast die
gesamte Masse des Atoms.
26. Der Atomkern
Proton: Masse etwa 1u, Ladung positiv.
Neutron: Masse etwa 1u, ungeladen.
Die Atome eines Elements besitzen alle die gleiche Protonenzahl, die Neutronenzahl
kann unterschiedlich sein. Bei unterschiedlicher Neutronenzahl unterscheidet man dann
verschiedene Isotope. Protonen- (Ordnungszahl) und Nukleonenzahl (Protonen- +
Neutronenzahl) sind aus dem Periodensystem ersichtlich.
27. Die Atomhülle
Elektronen: Masse etwa 1/2000 u, Ladung negativ, Protonenzahl = Elektronenzahl,
Anordnung der Elektronen in Schalen (K,L,M …. bzw. Hauptquantenzahl n = 1,2,3…..)
Maximale Elektronenzahl in einer Schale: 2n2 .
Elektronenkonfiguration: Besetzung der Schalen bei einem bestimmten Atom.
28. Elektronenkonfiguration und Periodensystem (Hauptgruppen):
Elemente, die im Periodensystem untereinander stehen (=Gruppe), haben in der
äußersten besetzten Schale die gleiche Anzahl von Elektronen (=Valenzelektronen). Die Valenzelektronen sind für das chemische Verhalten entscheidend.
Bei Elementen, die im Periodensystem (=Periode) nebeneinander stehen, ist die äußerste
besetzte Schale gleich.
29. Symbolische Schreibweise für Valenzelektronen:
Ein Valenzelektron wird durch einen Punkt dargestellt, zwei Valenzelektronen
(Elektronenpaare) werden durch einen Strich dargestellt.
30. Die unterschiedliche Reaktivität der Elemente:
Halogene (Fluor, Chlor, Brom, Jod) sehr reaktiv, kleinste Teilchen: zweiatomige
Moleküle;
Edelgase (Helium, Neon, Argon, Krypton, Xenon) sehr reaktionsträge, kleinste
Teilchen: Atome;
31. Die Oktettregel:
Eine Elektronenkonfiguration von 8 Valenzelektronen ist besonders stabil
(=Oktett, Edelgaskonfiguration). Alle Atome versuchen, durch eine chemische
Reaktion 8 Valenzelektronen wie die Edelgase zu erreichen.
Wichtige Einschränkung: In der ersten Periode werden 2 Valenzelektronen
angestrebt (Heliumschale/Duett).
32. Zusammenhang zwischen Wertigkeit und Oktettregel:
Häufig entspricht die Zahl der zum Oktett fehlenden Elektronen direkt der
stöchiometrischen Wertigkeit.
Beispiel: C fehlen 4 Elektronen zum Oktett, C ist somit meist vierwertig.
33. Metalle
Eigenschaften: Feste Elemente, metallischer Glanz, verformbar, leiten den elektrischen
Strom in festem Zustand. Es gibt edle und unedle Metalle.
34. Salze:
sind Feststoffe mit hohem Schmelzpunkt, die als Schmelze oder in Lösung den
elektrischen Strom leiten, sie bestehen aus Ionen (Kationen, Anionen), die sich
zu einem Ionengitter zusammenlagern.
Kationen sind positiv, Anionen sind negativ geladen.
Salze entstehen aus einem Metall und einem Nichtmetall.
35. Das Kochsalz:
Formel NaCl, es setzt sich zusammen aus Na+ - und Cl- -Ionen.
Na+ besitzt 10 Elektronen (Edelgasschale des Neons).
Cl- besitzt 18 Elektronen (Edelgasschale des Argons).
Na+-Nachweis: Orangefärbung einer Bunsenbrennerflamme;
Cl- -Nachweis: Bildung eines farblosen Niederschlags mit Silbernitratlösung;
Ein Niederschlag entsteht allgemein als Feststoff aus klaren Lösungen.
36. Regeln zur Aufstellung von Ionenformeln
Entscheidend ist die Oktettregel.
Elemente der 1. bis 3. Hauptgruppe bilden Kationen: Gruppennummer = Ladung.
Elemente der 5. bis 7. Hauptgruppe bilden Anionen: Ladung = 8 – Gruppennummer.
Bei der 4. Hauptgruppe und bei den Nebengruppen lässt sich die Oktettregel nicht
anwenden.
37. Salzformeln
Die Summen der positiven und negativen Ladungen müssen sich aufheben.
Beispiel: Aluminiumoxid enthält Al3+ und O2- -Ionen, Formel Al2O3.
38. Die Elektrolyse: ist die Umkehrung der Salzbildung aus den Elementen, die Salzbildung
ist exotherm, die Elektrolyse ist endotherm, dabei entstehen die
Elemente, aus denen das Salz aufgebaut ist.
39. Die Atombindung
Sie wird durch ein oder mehrere Elektronenpaare bewirkt, die beiden Atomen, die durch
sie verbunden werden, gemeinsam angehören. Entscheidend ist die Oktettregel. Das
Wasserstoffatom strebt zwei Valenzelektronen an.
40. Die Einfachbindung
Sie kommt durch ein Elektronenpaar zustande. Beispiel Chlormolekül (Cl2): jedem Chloratom fehlt ein Elektron zum Oktett. Das fehlende Elektron kommt jeweils vom anderen
Chloratom.
Formelschreibweise:
freie Elektronenpaare
Cl
Cl
Cl Cl
bindendes Elektronenpaar
Freie Elektronenpaare (hier bei jedem Cl-Atom drei) gehören nur einem Atom an, das
bindende Elektronenpaar gehört beiden Cl-Atomen an. Somit hat jedes Cl-Atom acht
Valenzelektronen.
41. Die Doppelbindung
Sie kommt durch zwei bindende Elektronenpaare zustande.
Beispiel: Sauerstoffmolekül
Formelschreibweise:
O
O
O
O
42. Die Dreifachbindung
Sie kommt durch drei bindende Elektronenpaare zustande.
Beispiel Stickstoffmolekül (N2).
Formelschreibweise:
N
N
N
N
43. Valenzstrichformeln (=Strukturformeln, Elektronenformeln)
Sie geben an, durch welche Art von Bindung(en) die Atome in einem Molekül verbunden
sind. Freie Elektronenpaare müssen nicht unbedingt angegeben werden, ihre Angabe ist
aber zur Kontrolle recht hilfreich.
44. Regeln zur Aufstellung von Valenzstrichformeln
1. Jedes Atom muss ein Oktett besitzen. Bindende Elektronen werden beiden Atomen
zugerechnet. H muss zwei Valenzelektronen besitzen.
2. Die Zahl der Valenzelektronen in einem Molekül muss gleich der Zahl der
Valenzelektronen der einzelnen Atome sein.
3. Häufig entspricht die Zahl der Bindungen, die von einem Atom ausgehen, der Zahl der
Elektronen, die zum Oktett fehlen. (siehe auch Wertigkeit, Pkt. 20). Beispiele: O geht
meist zwei Bindungen ein (zweiwertig), C fast immer vier Bindungen (vierwertig).