- Maximilian-von
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Grundwissen Chemie 8 StR Reitbauer 09/2008 Gym VIB Inhalt : 1. Grundwissen aus NT 5/6 ............................................................................................................................. 2 2. Grundwissen Chemie 8 NTG...................................................................................................................... 3 2.1. Stoffe und Reaktionen............................................................................................................................. 3 2.2. Einteilung chemischer Reaktionen ......................................................................................................... 3 2.3. Energiebeteiligung .................................................................................................................................. 3 2.4. Chemische Gesetze ................................................................................................................................. 4 2.5. Formeln und Reaktionsgleichungen ....................................................................................................... 4 2.6. Atombau.................................................................................................................................................. 5 2.7. Salze - Ionenbindung .............................................................................................................................. 6 2.8. Metalle - Metallbindung ......................................................................................................................... 6 2.9. Molekular gebaute Stoffe - Elektronenpaarbindung ............................................................................... 6 Regeln zum Aufstellen von Valenzstrichformeln.......................................................................................... 7 Wenn du das Grundwissen gelernt hast und es richtig anwenden kannst, passt alles zusammen ! Viel Erfolg !! www.montgelas-gymnasium.de 2 J. Reitbauer : Grundwissen Chemie 8. Klasse 1. Grundwissen aus NT 5/6 1. Aufbau der Materie ● Alle Stoffe sind aus kleinsten kugelförmigen Teilchen aufgebaut. Die Teilchen können unterschiedlich groß und schwer sein. ● Arten von Teilchen : - Atome : kleinste, nicht weiter zerlegbare Teilchen, z.B. Wasserstoff-Atom = H, Sauerstoff-Atom = O - Moleküle : Verband von Atomen, z.B. Wasser H2O, Kohlenstoffdioxid CO2 , Traubenzucker C6H12O6 - Ionen : Teilchen, die elektrisch geladen sind : Kation = positiv geladen, Anion = negativ geladen ● Die Teilchen besitzen eine von der Temperatur abhängige Eigenbewegung : je höher die Temperatur, desto größer die Eigengeschwindigkeit der Teilchen, desto kleiner die Anziehungskräfte zwischen den Teilchen und desto größer der Abstand zwischen den Teilchen. 2. Aggregatszustände (Zustandsformen) ● Jeder Stoff kann in verschiedenen Aggregatzuständen vorliegen: fest, flüssig, gasförmig. ● Eine Beeinflussung der Anziehungskräfte zwischen Teilchen bei Energiezufuhr bzw. Energieentzug (v.a. durch Temperatur, Druck) führt zu einer Veränderung der Bewegungsenergie (Geschwindigkeit) der Teilchen und somit zu einer Änderung des Aggregatszustandes. Bsp.: Aggregatszustände des Wassers Kondensieren gasförmig Sublimieren Verdampfen Resublimieren Schmelzen Erstarren fest (Gitter) flüssig J. Reitbauer : Grundwissen Chemie 8. Klasse 3 2. Grundwissen Chemie 8 NTG 2.1. Stoffe und Reaktionen ● Eine chemische Reaktion ist gekennzeichnet durch Stoffumwandlung und Energieumsatz. ● Reinstoffe bestehen aus einer einzigen Art von Teilchen und besitzen bei gleichen Bedingungen (Temperatur, Druck) charakteristische Eigenschaften = Kenneigenschaften : z.B. Siedepunkt [Wasser: 100°C] , Schmelzpunkt [Wasser: 0°C] , Dichte [Wasser: 1 g/cm3 = 1 kg/Liter] ,… ● Chemische Verbindungen sind Reinstoffe, die noch in andere Stoffe zerlegt werden können. Bsp. Wasser Wasserstoff + Sauerstoff ● Elemente sind Reinstoffe, die chemisch nicht mehr weiter zerlegt werden können (siehe PSE). Sie bestehen aus gleichartigen Atomen. Bsp.: Wasserstoff, Sauerstoff, ... ● Gemische bestehen aus mindestens zwei Reinstoffen, wobei jede der Eigenschaften der Reinstoffe nachgewiesen werden kann. ● Homogene Gemische bestehen aus einer einheitlichen Phase : - Lösung : 1. homogenes Gemisch von Feststoff in Flüssigkeit, z.B. Salzwasser 2. homogenes Gemisch von Flüssigkeitströpfchen in anderer Flüssigkeit, z.B. Schnaps ● Heterogene Gemische bestehen aus mehreren voneinander unterscheidbaren Phasen - Suspension : heterogenes Gemisch von Feststoff in Flüssigkeit, z.B. (schmutziges) Flusswasser - Emulsion : heterogenes Gemisch von Flüssigkeitströpfchen in anderer Flüssigkeit, z.B. Öl/Wasser-Gemisch ● Trennmethoden : Sedimentieren/Absetzen, Dekantieren/Abgießen, Filtrieren, Destillieren ● Luft ist ein Gasgemisch , sie besteht aus 78 % Stickstoff + 21 % Sauerstoff + 0,036% CO2, Rest Edelgase 2.2. Einteilung chemischer Reaktionen ● Bei einer Vereinigung = Synthese entsteht aus mindestens zwei verschiedenen Reinstoffen ein neuer Reinstoff. Dabei wird eine „chemische Bindung“ zwischen den Elementen geknüpft. ● Bei einer Zersetzung = Analyse entstehen aus einem Reinstoff mindestens zwei neue Reinstoffe. Dabei wird eine „chemische Bindung“ zwischen den Elementen aufgelöst. ● Die Kopplung von Synthese und Analyse in einer Reaktion wird Umsetzung genannt. Dabei wird eine vorhandene "chemische Bindung" gelöst und eine neue Bindung hergestellt (oder mehrere Bindungen). ● Edukte sind Ausgangsstoffe einer Reaktion, Produkte sind Endstoffe einer Reaktion. ● Knallgasprobe : Treten bei der Reaktion eines unbekanntes Gas beim Entzünden die folgende Beobachtungen - Knall, Reagenzglas beschlägt, Reagenzglas wird warm – auf, so handelt es sich um Wasserstoff. ● Glimmspanprobe : Flammt ein glühender Glimmspan bei der Reaktion mit einem unbekannten Gas deutlich auf, so handelt es sich um Sauerstoff. 2.3. Energiebeteiligung ● Die in einer Stoffportion enthaltene Energie bezeichnet man als innere Energie Ei . Die Differenz zwischen der inneren Energie der Produkte Ei(Produkte) und der inneren Energie der Edukte Ei(Edukte) heißt Reaktionsenergie ΔEi : ΔEi = Ei(Produkte) - Ei(Edukte) ● Verläuft eine Reaktion exotherm, wird Wärme abgegeben, da die Ausgangsstoffe energiereicher sind als die Endstoffe. Es gilt: ΔEi < 0. (Bsp.: Verbrennung von Magnesium) ● Verläuft eine Reaktion endotherm, wird Wärme aufgenommen, da die Endstoffe energiereicher sind als die Ausgangsstoffe . Es gilt: ΔEi > 0. (Bsp.: Elektrolyse von Wasser) Hier wird Energie in den Produkten gespeichert, und es muss ständig Energie zugeführt werden. ● Die zum Auslösen einer chemischen Reaktion benötigte Energie heißt Aktivierungsenergie EAkt. Die Aktivierungsenergie EAkt wird (im Laufe der Reaktion) wieder zurück gewonnen. 4 J. Reitbauer : Grundwissen Chemie 8. Klasse ● Energiediagramm : Exotherme Reaktion Endotherme Reaktion E E Zink + Schwefel Sauerstoff + Wasserstoff EAkt EAkt freiwerdende Energie = Reaktionsenergie chemisch gespeicherte Energie Zinksulfid Wasser ● Ein Katalysator ist ein Stoff, der durch eine Erniedrigung der Aktivierungsenergie eine chemische Reaktion beschleunigt. Er nimmt an der Reaktion teil , geht aber wieder unverändert daraus hervor. E Aktivierungsenergie mit Kat Aktivierungsenergie ohne Kat Edukte EAkt << EAkt mit Kat ohne Kat freiwerdende Energie = Reaktionsenergie t2 << t1 Produkte t0 t2 t1 t 2.4. Chemische Gesetze ● Satz von der Erhaltung der Masse : Die Gesamtmasse der Reaktionsteilnehmer ändert sich bei einer chemischen Reaktion nicht : Masse(Edukte) = Masse(Produkte) ● Satz von der Erhaltung der Energie : Energie kann weder vernichtet noch erzeugt werden. Die verschiedenen Energieformen können nur ineinander umgewandelt werden. ● Gesetz von den konstanten Proportionen : Das Massenverhältnis der Elemente in einer chemischen Verbindung ist konstant, d.h. eine Verbindung hat stets die gleiche prozentuale Zusammensetzung. ● Hypothese von Avogadro : Gleiche Volumina verschiedener Gase enthalten unter gleichen Bedingungen (Druck, Temperatur) die gleiche Anzahl von Teilchen. 2.5. Formeln und Reaktionsgleichungen ● Die stöchiometrische Wertigkeit eines Atoms gibt an, HG-Nummer I II III IV V VI VII wie viele Wasserstoff-Atome dieses Atom binden oder Wertigkeit 1 2 3 4 3 2 1 ersetzen kann. ● Die Oxidationszahl eines Atoms gibt an, wie viele Elektronen (hypothetisch) aufgenommen bzw. abgegeben werden, um Edelgaskonfiguration zu erreichen. H = +I , O = -II (außer Peroxide : O = -I) Weiter : Hal = -I ; 1.-3. HG : +I, +II, +III ● Regeln zum Erstellen einer Formel: 1. Ermitteln der Elementsymbole und der Wertigkeiten 2. KgV (der Wertigkeiten) bilden und bei allen Atomen KgV durch Wertigkeiten dividieren = Index 3. Formel erstellen (bei Salzen : Indices kürzen) ● Chemische Formeln können nach Wertigkeit oder nach Zahl der beteiligten Teilchen benannt werden. ● Kreuzregel : Die Wertigkeiten des einen Atoms werden zum Index 5 J. Reitbauer : Grundwissen Chemie 8. Klasse ● ● ● ● des anderen Atoms (nur bei binären Verbindungen) Edelgase kommen als einatomige Gase vor Folgende Elemente kommen als zweiatomige Moleküle vor : H2 , O2 , N2 , F2 , Cl2 , Br2 , I2 Die Reaktionsgleichung gibt an, welche Teilchen in welchem kleinstmöglichen Teilchenanzahlverhältnis miteinander reagieren bzw. entstehen. Regeln zum Aufstellen einer Reaktionsgleichung 1. Edukte auf der linken Seite und Produkte auf der rechten Seite der Gleichung einsetzen 2. Überprüfung und Richtigstellen der Formeln 3. Richtigstellen der Atombilanz durch Ausgleichen mit Koeffizienten 2.6. Atombau ● Aufbau eines Atoms: Atomkern Atomhülle Baustein Proton Neutron Elektron Symbol p n e Ladung +1 0 -1 Masse 1u 1u 1/2000 u . ● Die Protonenzahl (= Kernladungszahl = Ordnungszahl = Elektronenzahl) definiert die Atomart. ● Die Nukleonenzahl (= Massenzahl) ist die Summe der Protonenzahl und Neutronenzahl ● Isotope sind Atome mit gleicher Protonenzahl aber unterschiedlicher Neutronenzahl. Isotope zeigen gleiches chemisches Verhalten. Zerfallen Isotope spontan, so nennt man diese Isotope radioaktiv. ● Schalenmodell : In der Atomhülle lassen sich die Elektronen gruppenweise in Energiestufen (Schalen: K, L, M, N, O, P bzw. Hauptquantenzahl n = 1, 2, 3, ..., 7) einteilen, in denen sich die Elektronen aufhalten. Jede Schale besitzt eine maximale Elektronenzahl 2 n2 . ● Die Ionisierungsenergie IE ( E Ion ) ist diejenige Energie, die zur Abtrennung eines Elektrons aus einem Atom benötigt wird. Bsp. Neon Ionisierungsenergie-Diagramm: Energiestufenmodell : Schalenmodell: IE E 10 + n 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 ● Die Außenelektronen = Valenzelektronen sind verantwortlich für das chemische Verhalten. Elemente der gleichen Gruppe haben die gleiche Zahl von Valenzelektronen und zeigen daher ein ähnliches chemisches Verhalten. ● Atome versuchen, die Elektronenkonfiguration der Edelgase zu erreichen : Eine Elektronenkonfiguration mit 8 VE (bzw. 2 VE bei He) ist besonders stabil = Edelgaskonfiguration Merke: Atome nehmen fehlende Elektronen auf (5.-7. HG) oder geben überschüssige Elektronen ab (1.-4. HG), es entstehen geladene Atome = Atom-Ionen 6 J. Reitbauer : Grundwissen Chemie 8. Klasse 2.7. Salze - Ionenbindung ● Salze sind Verbindungen, die aus Ionen bestehen. ● Die Ionenbindung wirkt als elektrostatische Anziehungskraft zwischen Kationen und Anionen. Dabei bildet sich ein Kristallgitter mit regelmäßiger dreidimensionaler Anordnung. ● Bildung : Salze entstehen bei der Reaktion eines Metalls (besitzt wenige Valenzelektronen, diese werden abgegeben) mit einem Nichtmetall (besitzt viele VE, es werden weitere Elektronen aufgenommen) : Na → Na+ + e|·2 Cl2 + 2e → 2 Cl2 Na + Cl2 2 NaCl ● Eigenschaften: - kristalline Feststoffe mit typ. Kristallform - hohe Schmelz- und Siedepunkte - Salzlösungen und Salzschmelzen leiten Strom ● Wichtige Molekül-Ionen Hydroxid-Ion OH Ammonium-Ion NH4+ Nitrat-Ion NO3 Permanganat-Ion MnO4- - unterschiedlich gute Löslichkeit in Wasser - Sprödigkeit Hydrogencarbonat-Ion HCO3 Hydrogensulfat-Ion HSO4- Nitrit-Ion NO2 Sulfat-Ion SO42- Chromat-Ion CrO42 Dichromat-Ion Cr2O72- Hydrogensulfid-Ion HS Hydrogenphosphat-Ion HPO42- Sulfit-Ion SO32 Carbonat-Ion CO32- Cyanid CN Thiocyanat SCN- Dihydrogenphosphat-Ion H2PO4- Phosphat-Ion PO43. 2.8. Metalle - Metallbindung ● Metallbindung : positiv geladene Metall-Kationen (Atomrümpfe) bilden das Metall-Gitter und werden zusammengehalten von den abgegebene Valenzelektronen welche im Gitter frei als Elektronengas beweglich sind. ● Eigenschaften: - metallischer Glanz - Leitfähigkeit für die Wärme und Elektrizität - Verformbarkeit - hohe Härte - hohe Schmelz- und Siedepunkte ● Unedle Metalle - reagieren mit sauren Lösungen unter H2-Bildung und lösen sich auf - reagieren leicht mit (Luft-)Sauerstoff - besitzen ein negatives Standard-Redoxpotential und geben leicht Elektronen ab ● Edle Metalle - reagieren nicht mit sauren Lösungen und lösen sich nicht auf - reagieren nicht mit (Luft-)Sauerstoff - besitzen ein positives Standard-Redoxpotential und geben nur schwer Elektronen ab 2.9. Molekular gebaute Stoffe - Elektronenpaarbindung ● Die Elektronenpaarbindung ist die chemische Bindung zwischen Nichtmetallatomen , welche sich Valenzelektronenpaare (zu bindenden = gemeinsamen Elektronenpaare) teilen um die Edelgaskonfiguration zu erreichen. Dabei entstehen Moleküle. ● Die Valenzstrichformel = Lewisformel ist eine 2-dimensionale räumliche Struktur, in der die Anordnung / Ausrichtung der Valenzelektronen angegeben ist. Elektronen werden durch Punkte, Elektronenpaare durch Striche dargestellt (Einfach-, Doppel- oder Dreifachbindungen). ● Regeln zum Aufstellen von Valenzstrichformeln : J. Reitbauer : Grundwissen Chemie 8. Klasse 7 Regeln zum Aufstellen von Valenzstrichformeln 1. Valenzelektronenzahl ermitteln Man ermittelt die Gesamtzahl der zur Verfügung stehenden Valenzelektronen (und Elektronenpaare): Die Valenzelektronenzahl eines Atoms entspricht seiner Hauptgruppen-Nummer. → Wichtig bei Ionen: Bei Anionen Ladung addieren bzw. bei Kationen Ladung subtrahieren. 2. Grundstruktur erstellen Das Zentralatom (Atom mit größter Wertigkeit) durch Einfachbindungen mit den anderen Atomen (Liganden) durch Einfachbindungen verbinden, so dass eine möglichst symmetrische Struktur gebildet wird. Hinweis : - H-Atome sind immer endständig (da 1s-Orbital). - Bei Sauerstoff-Säuren ist das H-Atom immer an ein O-Atom gebunden. - Nur Peroxide besitzen eine O-O-Bindung im Molekül. - Ein Element der 2. Periode bildet üblicherweise 8-N kovalente Bindungen aus = 8-N-Regel (mit N = Hauptgruppennummer). 3. Valenzelektronen verteilen Die Liganden erhalten die zur Edelgaskonfiguration notwendigen Zahl an Valenzelektronen. Die restliche Valenzelektronen werden dem Zentralatom zugeteilt. 5. Auf Formalladung überprüfen Man vergleicht die Zahl der Valenzelektronen im neutralen Atom (entspricht der HG-Nummer) mit der Zahl der zugehörigen Elektronen (Summe der Anzahl der Elektronen in freien Elektronenpaaren plus der Hälfte der Anzahl an Elektronen der bindenden Elektronenpaare). → Bei Elektronenüberschuss erhält das Atom eine negative Formal-Ladung Ө, bei Elektronenmangel eine positive Formal-Ladung . Hinweis : - Die Ionenladung entspricht der Summe der Formalladungen. - Formalladungen in einem Molekül sind ungünstig und sollten vermieden werden. 6. Auf Edelgaskonfiguration überprüfen Die Summe der Anzahl der Elektronen in freien Elektronenpaaren und bindenden Elektronenpaaren soll der Edelgaskonfiguration des nächststehenden Edelgases entsprechen. → Besitzt das Atom die notwendige Valenzelektronenzahl nicht, wird ein freies Elektronenpaar eines benachbarten Atoms zum bindenden Elektronenpaar umgestellt (notfalls mehrmals), so dass eine Mehrfachbindung zwischen den beiden Atomen entsteht (Doppel-, Dreifachbindung). Hinweis : - Hier werden bindende Elektronenpaare ganz dem jeweiligen Atom zugeordnet. - Helium besitzt nur 2 Valenzelektronen - Elemente der 2. Periode : Oktettregel (da nur 4 Orbitale auf der äußersten Schale) - Elemente ab der 3. Periode : Oktettüberschreitung möglich, (da mehr als 4 Orbitale auf der äußersten Schale durch zusätzliche d-Orbitale). 8 J. Reitbauer : Grundwissen Chemie 8. Klasse Regeln zum Aufstellen von Valenzstrichformeln Alternative : Rechnerische Vorgehensweise (siehe Schulbuch Galvani) 1. Vorhandene Valenzelektronenzahl (vorVE) ermitteln Gesamtzahl der zur Verfügung stehenden Valenzelektronen aller Atome ermitteln. Bei Ionen wird die Ladung addiert (Anionen) bzw. subtrahiert (Kationen). 2. Benötigte Valenzelektronenzahl (benVE) ermitteln Gesamtzahl der benötigten Valenzelektronen zum Erreichen der Edelgaskonfiguration aller Atome ermitteln. 3. Zahl der bindenen Elektronen (BE) ermitteln bindene Elektronen BE = benVE – vorVE Zahl der Bindungen = ½ · BE Bsp.: NH3 N : 5 VE 3 H : 3 VE 8 VE N : 8 VE 3 H : 6 VE 14 VE 14-8 = 6 = 3 Bindungen 4. Zahl der nicht-bindenen Elektronen (NBE) ermitteln NBE = vorVE – BE Zahl der Elektronenpaare EP = ½ · NBE 8-6 = 2 = 1 EP 5. Räumliche Anordnung der Atome Zentralteilchen : Einzelatom oder Atom mit größter Wertigkeit/Ox.zahl. Restliche Atome (Liganden) symmetrisch um das Zentralatom anordnen und mit Einfachbindungen verbinden. Merke : H-Atome sind immer endständig. HNH | H 6. Mehrfachbindungen Sind Elektronen von den BE übrig, so werden Doppel- und Dreifachbindungen gebildet. Besitzt das Zentralatom die notwendige Zahl der VE nicht, wird ein freies Elektronenpaar eines Liganden zu einem bindenden Elektronenpaar umgestellt, so dass eine Mehrfachbindung zwischen Zentralatom und Ligand entsteht. --- 7. Nicht-bindende Elektronen verteilen Nicht-bindende Elektronen so verteilen, dass die Atome Edelgaskonfiguration erreichen. __ HNH | H 8. Überprüfung auf Formalladung - Formalladungen = Zahl der VE – Zahl der Atombindungen – Zahl(NBE) - Gesamtladung = Summe der Formalladungen - Positive und negative Formalladungen in einem Molekül sind ungünstig.
