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Chemie Chemische Elemente:  Zurzeit sind 118 Elemente bekannt, von denen etwa 90 auf der Erde natürlich vorkommen. Materie: 

Materie begegnet uns in drei Aggregatzuständen: fest, flüssig und gasförmig. Feste Stoffe zeichnen sich durch eine stabile äußere Form und ein definiertes Volumen aus. Flüssigkeiten besitzen ebenfalls ein definiertes Volumen, aber keine stabile Form. Gase besitzen weder ein definiertes Volumen noch eine Form; sie füllen den zur Verfügung gestellten Raum ganz aus.

 Atomaufbau:  Atome bestehen aus einem Atomkern, der aus Protonen und Neutronen (Nukleonen), und einer Atomhülle, in der freie Elektronen mit einer Aufenthalt-Wahrscheinlichkeit um den Atomkern fliegen. Das Größenverhältnis ist enorm und das Gewicht eines Atoms wird maßgeblich durch die Größe des Atomkerns bestimmt. Dabei gilt: je größer der Atomkern, also je mehr Protonen und Neutronen sich in ihm befinden, desto schwerer ist das Atom. Das Größenverhältnis zwischen Protonen und Neutronen ist dabei ca. 1:1. Im Vergleich dazu sind die Elektronen nur sehr klein und sehr leicht. Atome sind nicht unteilbar, sondern zeigen einen wohlbestimmten Aufbau aus noch kleineren Teilchen. Sie bestehen aus einem Atomkern und einer Atomhülle. Der AK hat einen Durchmesser von etwa einem 10-bis 100.000stel des gesamten Atomdurchmessers, enthält jedoch über 99,9% der Atommasse.  Elementarteilchen: Elementarteilchen Masse ( in u) Symbol Ladung Masse ( in g) Elektron 0,0005 e -1 9,1 * 10 -28 Proton 1,0073 p +1 1,6* 10-24 Neutron 1,0087 n 0 1,6* 10-24

Atom: 

Ionen: 



 

Atome sind die Bausteine, aus denen alle festen, flüssigen oder gasförmigen Stoffe bestehen. Alle Materialeigenschaften dieser Stoffe sowie ihr Verhalten in chemischen Reaktionen werden durch die Eigenschaften und die räumliche Anordnung der Atome, aus denen sie aufgebaut sind festgelegt. Jedes Atom gehört zu einem bestimmten chemischen Element und bildet dessen kleinste Einheit. Atome verschiedener Elemente unterscheiden sich in ihrer Größe und Masse und vor allem in ihrer Fähigkeit, mit anderen Atomen chemisch zu reagieren und sich zu Molekülen oder festen Körpern zu verbinden.

Ein Ion ist ein elektrisch geladenes Atom oder Molekül. Positiv geladene Ionen (Elektronen Mangel) Kationen und negativ geladene Ionen (Elektronen Überschuss) Anionen genannt. Bildung: Ionen bilden sich aus Atomen, wenn diese Elektronen abgeben oder aufnehmen. Obwohl die Trennung von Ladungen einen Energieaufwand verursacht, können die gebildeten Ionen energetisch günstig sein, wenn sie besonders stabile Konfigurationen haben, zum Beispiel die Oktett Regel erfüllen. Einatomige Ionen bestehen aus einzelnen, geladenen Atomen. Metallische Ele- mente bilden in der Regel einatomige Kationen, zum Beispiel Calcium-Ionen: 2+ – Ca , während Nichtmetalle einatomige Anionen bilden, zum Beispiel Cl . Mehratomige Ionen, auch Molekülionen genannt, bestehen aus mehr als einem Atom Ionische Verbindungen sind aus Kationen und Anionen aufgebaut. Im festen Zustand bilden sie Kristalle, in denen die Ionen in einem bestimmten geordneten, geometrischen Muster angeordnet sind. Beispiel NaCl (Kochsalz)



Moleküle:  Eine Verbindung von mehreren Atomen bezeichnet man als Molekül. Moleküle haben eine Größenordnung von 10-9 m. Moleküle sind im weiten Sinn zwei- oder mehratomigen Teilchen, die durch chemische Bindungen zusammengehalten werden und wenigstens so lange stabil, dass sie z.B. spektroskopisch beobachtet werden können. Es kann sich dabei sowohl um gleiche Atomsorten als auch um verschiedene handeln. Es kann sich um neutrale Teilchen, aber auch um Radikale, Ionen oder auch ionische Addukte handeln. Atomkern:  Wird durch Starke Kernkraft zusammengehalten, stärker als elektrostatische Abstoßung, aber wirkt nur in einem sehr kleinen Radius (Teilchen sehr nah beieinander!!)  Massendefekt: Atomkern ist schwerer als Summe seiner Teilchen > fehlende Masse = Bindungsenergie  Will man Atomkern auseinanderreißen, muss mind. Genau diese Bindungsenergie aufgewiesen werden 

Elektron:   

Ladung des Elektrons: q = –e = –1,6022 ·10–19 C Masse des Elektrons: m=9,1094·10–28 g Nehmen fast das ganze Volumen des Atoms ein

Kenngrößen:  = 1,6 *10 -19 C C= Coulomb  Masse eines 12C-Atoms = 12 u 1 u = 1,666* 10 – 24 g u – atomare Masseneinheit

Quarks:  Sind im Standartmodell der Teilchenphysik die elementaren Bestandteile (Elementarteilchen) aus denen, Hadronen (z.B.: die Atomkern-Bausteine Protonen und Neutronen = Nukleonen) bestehen. Die Kernbausteinen oder Nukleonen bestehen aus Quarks. Sie haben folgende QuarkDreierkombination: Proton: 2 Up- Quarks + 1 Down- Quark Neutron: 1 Up- Quark + 2 Down- Quark Das Up-Quark und das Down- Quark, kurz d und u, sind Urbausteine, aus denen die Nukleonen zusammengesetzt sind. Sie sind kleiner als 10-18 m. Sie haben folgende elektrische Ladungen: Up- Quark: + 2/3 e Down – Quark : - 1/3 e Damit ergibt sich für das Proton eine elektrische Ladung von +1e, und das Neutron elektrisch neutral. Quarks kann man nicht alleine vorfinden, sie kommen immer nur in Verbindungen von zwei oder drei Quarks vor, wie es auch bei den Nukleonen der Fall ist.

Neutrino:  Ein weiteres Urbaustein, der im Aufbauschema vorkommt. Dieses Teilchen ist nicht direkt am Materieaufbau beteiligt. Es ist elektrisch neutral und reagieren fast nie mit Materie. Es ist aber zum Beispiel beim radioaktiven Beta-Zerfall, für die Energieerhaltung notwendig. Von diesen Neutrinos gibt

es sehr viele, allerdings ist die Frage der Masse nicht 100%ig geklärt. Entweder ist ihre Masse sehr klein oder gleich null. Sie kommen z.B. von der Sonne in Form der Höhenstrahlung auf die Erde. Antiteilchen:  Bei den Antiteilchen handelt es sich um Teilchen gleicher Größe und Masse wie den „normalen“ Teilchen nur mit entgegengesetzter Ladung. Beispiel: Das Antiproton hat eine elektrische Ladung von -1 e.

Hadronen:  Als Hadronen werden subatomare Teilchen, die von der starken Wechselwirkung zusammengehalten werden, bezeichnet. Die bekanntesten Hadronen sind die Nukleonen (Neutronen und Protonen), die Bestandteil der Atomkerne sind. Je nach Spin werden die Hadronen in zwei Typen eingeteilt:  Mesonen, sie haben ganzzahligen Spin und sind damit Bosonen. Sie bestehen aus einem Quark und einem Antiquark, dem Antiteilchen eines Quarks. Beispiele für Mesonen sind Pi-Meson und K-Meson.  Bayronen, sie haben halbzahligen Spin und sind damit Fermionen. Sie bestehen aus drei Quarks: Antibaryonen aus drei Antiquarks. Beispiele für Bayronen sind Proton und Neutron.

Bosonen (nach dem indischen Physiker Satyendranath Bose) sind alle Teilchen, die sich gemäß der BoseEinstein-Statistik verhalten, in der u. a. mehrere ununterscheidbare Teilchen den gleichen Zustand einnehmen können. Dem Spin-Statistik-Theorem zufolge haben sie einen ganzzahligen Eigendrehimpuls (Spin) in Einheiten des reduzierten Planckenschen Wirkungsquantums. Daran kann man sie unterscheiden von den Fermionen mit halbzahligen Spin und den Anyonen mit beliebigen (auch gebrochenzahligem) Spin; beide Typen haben damit einhergehend andere statistische Eigenschaften. Fermionen (benannt nach Enrico Fermi) sind im physikalischen Sinne alle Teilchen, die der Fermi-Dirac-Statistik genügen. Nach dem Spin-Statistik-Theorem besitzen sie einen halbzahligen Spin, also k* ½h (K = natürliche Zahl) hat. Anschaulich gesprochen sind Fermionen diejenigen Teilchen, aus denen die Materie besteht. Elemente und Isotope:  Chemisches Element besteht nur aus Atomen gleicher Protonenzahl ( Ordnungszahl)  Anzahl der Elektronen ist in einem neutralen Atom gleich der Anzahl der Protonen  Anzahl der Neutronen kann differieren  Atome mit gleicher Protonenzahl aber unterschiedlicher Neutronenzahl = Isotope Um die Isotope eines Elements unterscheiden zu können, muss die Nukleonenzahl (Massenzahl) mit angegeben werden. Die relative Atommasse:  A(X) =  Häufigkeit (in %) * Masse des Isotops (in u) / 100% Stoffmenge mol:  Die Stoffmenge wird mit der Einheit mol angegeben. 1 mol eines Elements enthält immer 6,022* 1023 Atome; analog hat 1 mol einer chemischen Verbindung 6,022* 1023 Moleküle. umgekehrt gilt dann auch, dass 1 mol eines Elementes soviel wiegt, wie die entsprechende relative Atommasse in Gramm; 1 mol einer Verbindung entspricht der Summe der Massen aller gebunden Atome.  Ein Mol einer molekularen Substanz besteht immer aus 6,022*1023 Molekülen und hat die Masse in Gramm deren Zahlenwert der relativen Atommasse entspricht. Avogadro-Konstante Na:

 Ist eine physikalische/chemische Konstante, die als Teilchenzahl N pro Stoffmenge n definiert ist: Na=N/n Sie gibt an, wie viele Teilchen (etwa Atome eines Elements oder Moleküle einer chemischen Verbindung) in einem Mol enthalten sind. Neudefinition seit 20.Mai.2019: Na= 6,022 * 1023 1/mol = Avogadro- Zahl

Aggregatzustand Bezeichnung Beispiele Verfahren zur der Phasen Phasentrennung

fest + fest

Gemen Granit, Sand + Sortieren, Sieben, Flotation, Scheidung nach Dichte, elektrostatische ge Salz Trennung, Extraktion

fest + fl$ssig Suspension Malerfarbe, Sedimentieren + Dekantie- Schlamm ren, Zentrifugieren, Filtrieren

fl$ssig + fl$ssig Emulsion Milch Zentrifugieren

fest + gasf(rmig Aerosol Rauch Sedimentieren, Filtrieren, Fliehkraftabscheidung, elektrostatische Trennung

fl$ssig + gasf(rmig Aerosol Nebel Fliehkraftabscheidung

Periodensystem:  Innerhalb einer Periode nimmt die Größe eines Atoms ab, da mehr Protonen und damit mehr Elektronen sich stärker anziehen und somit der Abstand r verringert  Auch Kern hält stärker zusammen  Jedoch nimmt die Masse zu, da immer ein Proton dazukommt  Erste Periode: nur k-Schale = max. 2 Elektronen  Zweite Periode: k&l- Schale = 2 + max. 8 Elektronen  Dritte Periode: k&l&m – Schale = 2+ 8+ max 18 Elektronen  In der vierten Schale können maximal 32 Elektronen Platz finden.  Hauptgruppen: gleiche Anzahl der Valenzelektronen Andere Atomaggreate:  Manche Elemente und Verbindungen sind weder aus Molekülen noch aus Ionen aufgebaut. Diamant besteht zum Beispiel nur aus Kohlenstoff-Atomen, die in einem Netzwerk miteinander verknüpft sind, mit Bindungen von der gleichen Art wie in Molekülen. Ein Diamantkristall kann als ein einziges Riesenmolekül betrachtet werden; die Zahl der Atome ist nicht festgelegt, sie hängt von der Größe des Kristalls ab. _hnliche Verhältnisse gibt es auch bei Verbindungen, zum Beispiel bei Siliciumdioxid; die Formel SiO2 gibt, wie bei ionischen Verbindungen, nur die relative Zahl der Atome zueinander an.  Empirische Formeln

 Die Molekularformel für Wasserstoffperoxid, H2O2, zeigt einen Molekülaufbau aus zwei Wasserstoffund zwei Sauerstoff-Atomen an. Das Zahlenverhältnis 2 : 2 der Atome ist nicht das einfachste Zahlenverhältnis, nämlich 1 : 1. Eine empirische Formel gibt nur das einfachste Zahlenverhältnis an; für Wasser- stoffperoxid ist die empirische Formel HO.

Prozentuale Zusammensetzung von Verbindungen  Indexzahlen in der Formel geben die Anzahl der Mole jedes Element in der Verbindung an  Zusammen mit den molaren Massen kann man die entsprechende Masse jedes Elements in Gramm ausrechnen

Moleküle und chemische Formeln Viele Elemente kommen in der Natur in molekularer Form vor, d.h. dass zwei oder mehr Atome des gleichen Typs aneinandergebunden sind. Die Elemente Wasserstoff, Sauerstoff, Stickstoff und die Halogene normalerweise als zweiatomige Moleküle vor. Ionischen Verbindung Im allgemeinen neigen Metallatome dazu, durch Abgabe von Elektronen Kationen zu bilden, während Nichtmetallatome dazu neigen, durch Aufnahme von Elektronen Anionen zu bilden. Obwohl ein Atom und das aus diesem Atom gebildete Ion fast identisch sind (plus oder minus ein paar Elektronen), unterscheidet sich das Verhalten des Ions grundlegend von dem des Atoms. Vorhersage von Ionenladungen Viele Atome nehmen so viele Elektronen auf oder geben so viele Elektronen ab, dass sie als Ion die gleiche Anzahl Elektronen haben wie das Edelgas, das ihnen im Periodensystem am nächsten steht. Die Edelgase sind chemisch sehr reaktionsträge und gehen sehr wenige Verbindungen ein. Wir könnten schlussfolgern, dass sich dieses Verhalten aus einer sehr stabilen Elektronenkonfiguration ergibt. Nahestehende Elemente könnten diese stabile Konfiguration erreichen, indem sie Elektronen aufnehmen oder abgeben. Wenn ein Atom Natrium z.B. ein Elektron abgibt, hat es dieselbe Anzahl von Elektronen wie ein neutrales Atom Neon (Ordnungszahl 10). Auf ähnliche Weise kann Chlor ein Elektron aufnehmen und hat damit 18 Elektronen. Dies entspricht der Anzahl der Elektronen von Argon (Ordnungszahl 18). Auf der linken Seite des PSE bilden die Elemente der I. Hauptgruppe (die Alkalimetalle) z.B. 1+ Ionen und die Elemente der II. Hauptgruppe (die Erdalkalielemente) bilden 2+ Ionen(Ausnahme Be!!) Auf der linken Seite in der VII. Hauptgruppe (Halogene) 1- Ionen und die Elemente der VI. Hauptgruppe (Chalkogene) 2- Ionen. Für die viele der anderen Gruppen folgen nicht so einfache Regeln. Ionische Verbindungen Ionische Verbindungen sind im Allgemeinen Kombinationen von Metallen und Nichtmetallen. Im Gegensatz dazu bestehen molekulare Verbindungen im Allgemeinen nur aus Nichtmetallen, wie z.B. H 2O. Die Ionen in ionischen Verbindungen sind in dreidimensionalen Strukturen angeordnet. Chemische Verbindungen sind immer elektrisch neutral! Namen anorganischer Verbindungen Namen und Formeln ionischer Verbindungen 1.

Positive Ionen – Kationen

Na+ - Natriumion , Zn2+ - Zinkion , Al3+ - Aluminumion

Ionen, die aus einem einzelnen Atom gebildet werden, heißen einatomige Ionen. Kationen, die aus Metallionen gebildet werden, haben den gleichen Namen wie das Metall selbst. Wenn ein Metall mehrere verschiedene Kationen bilden kann, dann wird die positive Ladung durch eine römische Zahl angegeben, die in Klammern hinter den Namen des Metalls steht. Fe2+ - Eisen(II)-Ion Fe3+ - Eisen(III)-Ion

Cu+ - Kupfer(I)-Ion Cu2+ - Kupfer(II)-Ion

Ionen desselben Elements mit unterschiedlichen Ladungen haben unterschiedliche Eigenschaften, wie z.B. unterschiedliche Farben. Die meisten Metalle, die mehr als ein Kation bilden können, sind Übergangsmetalle. Kationen, die aus nichtmetallischen Atomen gebildet werden, haben Namen die auf -ium enden. NH4+ - Ammoniumion 2.

H3O+ - Hydroniumion

Negative Ionen – Anionen

H- - Hydrid

O2- - Oxid

N3- - Nitrid

Einantomige Anoinen tragen die Endung -id. Auch einige einfache mehratomige Anionen haben Namen, die auf -id enden. OH- - Hydroxid

CN- - Cyanid

O2- -Peroxid

Mehratomige Anionen, die Sauerstoff enthalten, haben Namen, die auf -at oder -it enden. Diese Anionen werden Oxoanionen genannt. Die Endung -at wird dabei für das wichtigste Oxoanion eines Elements verwendet. Die Endung -it wird für das Oxoanion verwendet, dass dieselbe Ladung, jedoch ein O-Atom weniger als das wichtigste Oxoanion hat: NO3- - Nitrat NO2- - Nitrit

SO42- - Sulfat SO32- - Sulfit

Wenn es wie bei den Halogenen vier Oxoanionen eines Elements gibt, werden Präfixe verwendet. Das Präfix per- gibt an, dass das Ion ein O-Atom mehr enthält das auf -at endende Oxoanion; das Präfix hypo- bedeutet, dass das Ion ei O-Atom weniger enthält als das auf -it endene Oxoanion. CLO4- - Perchlorat (ein O-Atom mehr als Chlorat) CLO3- - Chlorat CLO2- - Chlorit (ein O-Atom weniger als Chlorat) CLO- - Hypochlorit (ein O-Atom weniger als Chlorit) Anionen, die durch Hinzufügen von Wasserstoff zu einem Oxoanion abgeleitet werdem, werden benannt, indem dem Wort die Präfixe Hydrogen oder Dihydrogen hinzugefügt werden: CO32- - Carbonat PO43- - Phosphat HCO3 - Hydrogencarbonat H2PO4- - Dihydrogenphosphat

3.

Ionische Verbindung

Die Namen ionischer Verbindungen ergeben sich aus dem Namen des Kations, gefolgt vom Namen des Anions. CaCl2 – Calciumchlorid Al(NO3)3 – Alumiuniumnitrat

Cu(ClO4)2 – Kupfer(II)perchlorat In den chemischen Formeln von Alumiuniumnitrat und Kupfer(II)perchlorat werden Klammern mit den entsprechendenden Index verwendet, weil diese Verbindungen zwei oder mehr mehratomige Ionen enthalten. Wichtige Anionen: F- - Fluorid Cl- - Chlorid Br- - Bromid I- - Iodid O2- - Oxid S2- Sulfid C2H3O2- - Acetat ClO4- - Perchlorat NO3- - Nitrat CO32- - Carbonat SO42- - Sulfat PO43- - Phosphat

Namen und Formeln von Säuren Säuren sind eine wichtige Klasse von Verbindungen, die Wasserstoff enthalten. Für sie gelten eigene Nomenklatur Regeln. Bei der Angabe der chemischen Formel einer Säure schreiben wir H als erstes Element auf. z.B. HCl oder H2SO4. Wir können eine Säure als Anion betrachten, das mit genügend H+ -Ionen verbunden ist, um die Ladung des Anions zu neutralisieren (auszugleichen). Das SO42- - Ion benötigt daher zwei H+ -Ionen und bildet daher H2SO4. Der Name einer Säure ist mit dem Namen des Anions verwandt. Elementarwasserstoffsäuren: Anion: -> HCl (Chlorwasserstoffsäure) Cl- (Chlorid) S2- (Sulfid) -> H2S (Schwefelwasserstoffsäure) Elementarsauerstoffsäuren: Säuren, die auf -at endende Anionen enthalten, werden benannt, indem an den Namen des zu Grunde liegenden Elements die Endung -säure angehängt wird. Säuren, die auf -it endende Anionen enthalten, werden benannt, indem an den Wortstamm des zu Grunde liegenden Elements die Endung -ige sowie das Wort Säure angehängt wird. Präfixe im Namen des Anions werden im Namen Säure beibehalten. Diese Regeln führen z.B. zu folgegenden Säurestoffsäuren von Chlor: ClO4- (Perchlorat) -> HClO4 (Perchlorsäure) ClO3- (Chlorat) -> HClO3 (Chlorsäure) ClO2- (Chlorit) -> HClO2 (Chlorige Säure) ClO- (Hypochlorit) -> HClO (Hypochlorige Säure)

Radioaktivität:  Spontaner Zerfall instabiler Atomkerne unter Aussendung von Strahlung  Maß: pro Zeiteinheit austretende Strahlungsmenge = Aktivität  Einheit: Becquerel ( 1Bq = 1 Kernzerfall pro Sekunde)

Lewis Theorie der chemischen Bindung  Die Valenzelektronen der äußersten Elektronenschale spielen eine fundamentale Rolle bei den chemischen Bindungsprozessen  Beim Verbinden Metallen und nicht-Metallen werden normalerweise Elektronen von Metall zum nichtMetall übertragen  Bei der Verbindung

Reaktionstypen: Säure-Basen-Reaktionen: HCL + NaOH -> NaCl + H2O  Reaktionen, bei denen Protonen (H+ - Ionen) übertragen werden. Hierzu zählen die Dissoziation von Säuren, die Protonen aufnehmen von Basen und Neutralistionsreaktionen. Dissoziation:  Unter Dissoziation versteht man in der Chemie den angeregten oder selbsttätig ablaufenden Vorgang der Teilung einer chemischen Verbindung in zwei oder mehrere Moleküle, Atome oder Ionen. Als Maß für die Dissoziation wird der Dissoziationsgrad oder die Dissoziationskonstante verwendet. Dissoziationsgrad:  Der Dissoziationsgrad gibt das Verhältnis der dissoziierten Teilchen zur formalen Anfangskonzentration der undissoziierten chemischen Verbindung an, Dissoziationsenergie:  Die Dissoziationsenergie ist die Energie, die notwendig ist, um eine chemische Bindung zu spalten.

Redox-Reaktion: 2Mg + O2 -> 2MgO  Laufen unter Elektronenaustausch ab. Ein Reaktionspartner (im Beispiel Magnesium) gibt dabei Elektronen an einen anderen Reaktionspartner ( hier Sauerstoff) ab....