Chemie Zusammenfassung Definitivo 1 PDF

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Alles, was man für Chemie Bachelor 1. Studienjahr wissen muss (sehr detalliert). ...

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CHEMIE ZUSAMMENFASSUNG BLOCK 1 STUDIENJAHR 1 – HS 2015

ZUSAMMENFASSUNG CHEMIE – BLOCK 1 1) ALLGEMEINE CHEMIE: ATOMBAU UND CHEMISCHE BINDUNGEN PROTONEN NEUTRONEN ELEKTRONEN

MASSE 1,6726 . 10-24 g 1,6749 . 10-24 g 9,1 . 10-28 g  1/2000 mProton

LADUNG +1 0 -1

!!! Das Elementarladung beträgt absolut -1,6 . 10-19 C für ein Elektron und +1,6 . 10-19 C für ein Proton, aber da jede messbare Ladung ein ganzzahliges Vielfaches der Elementarladung ist, genügt es zur Verständigung, relative Ladungen -1/+1 anzugeben. Proton und Neutron haben ungefähr die gleiche Masse, ein Elektron besitzt nur etwa 1/2000 der Masse eines Protons. Die absoluten Massen in Gramm sind wegen ihrer Kleinheit schwer zu handhaben, man verwendet deshalb relative Masse. Diese sind beim Proton und Neutron etwa gleich 1; die Stellen hinter dem Komma ergeben sich, weil der Bezugspunkt, die atomare Masseneinheit, nicht das Proton oder das Neutron ist, sondern 1/12 der Masse eines Kohlenstoffatoms 12C. Jedes Atom besitzt einen Atomkern, der sich aus Protonen und Neutronen (den Nucleonen) zusammensetzt, und eine Elektronenhülle, in der sich Elektronen aufhalten. Der Atomkern ist positiv geladen und vereinigt nahezu (racchiude praticamente) die gesamte Masse eines Atoms in sich. Die Elektronen umgeben den Kern als Wolke negativer Ladung  jedes Atom ist nach aussen hin neutral. Ein Atom hat einen Durchmesser von etwa 10-10 m = 0,1 nm. Der Atomkern hat nur einen Durchmesser von 10-15 m  es gibt sehr viel Platz in einem Atom! Dieser Platz steht den Elektronen zur Verfügung, die bei einer dichten Atompackung die Atomkerne auf Distanz halten. Kernladungszahl = Ordnungszahl: Zahl der Protonen im Atomkern = Zahl der Elektronen in der Elektronenhülle. Massenzahl: Zahl der Protonen + Zahl der Neutronen !!! Massenzahl ≠ Atommasse! Der Kern (Dichte = 1014 g/cm3) wird durch die starke Kernkraft zusammengehalten. Chemische Reaktionen sind Veränderungen in der Elektronenhülle. Isotope: Atome mit gleicher Ordnungszahl, aber unterschiedlicher Massenzahl. Die Isotope eines Elements können stabil oder instabil (= radioaktiv) sein. Sie können natürlichen Ursprungs sein oder werden künstlich hergestellt. Die Isotope eines Elementes haben sehr ähnliche chemische Eigenschaften und können im Stoffwechsel normalerweise nicht unterschieden werden. Elemente: ein chemisches Element besteht nur aus Atomen mit der gleichen Ordnungszahl. Derzeitig sind 118 chemische Elemente bekannt. Viele Elemente setzen sich aus mehreren stabilen Isotopen zusammen. Bei Elementen mit kleinen Ordnungszahlen stimmt die Zahl der Protonen und Neuronen in etwa überein. Bei Elementen mit hoher Ordnungszahl gibt es einen geringfügigen Neutronenüberschuss: die Neutronen werden im Atomkern benötigt, um die sich gegenseitig abstossenden Protonen zusammenzuhalten. Wird von dieser Ausgewogenheit abgewichen (scostarsi da questo equilibrio), werden die Atomkerne instabil und versuchen, sich durch Abgabe von Elementarteilchen zu stabilisieren  es treten Radioisotope auf, die radioaktiv sind.

!!! Es gibt 3 Wasserstoff-Isotope: 11H, 21H (Deuterium) und 31H (Tritium, Radioaktiv). !!! Beim Kohlenstoff sind die Isotope 116C und 146C radioaktiv. Die Isotopenzusammensetzung der auf der Erde natürlich vorkommenden Elemente ist praktisch konstant  es gibt eine definierte Isotopenhäufigkeit. Relativ Atommasse: Man definiert eine relative Atommasse und setzt die Masse des Kohlenstoffisotops 126C gleich 12,00. Aus dem Massenvergleich mit diesem Isotop ergeben sich alle anderen Werte. Die relative Atommasse 1 entspricht somit 1/12 der Masse des Kohlenstoffisotops. Atomare Masseneinheit u  1u = m(12C) / 12 = 1,6605 . 10-24 g !!! Kein Element hat eine glatte (netta) Atommasse, denn:  Die Masse eines Protons oder Neutrons ist nicht genau gleich 1;  Die Massen der Elementarteilchen addieren sich nicht genau, weil es eine atomare Bindungsenergie gibt, die zu einer Massenabnahme führt;  Die Zahlen spiegeln zugleich die natürliche Isotopenhäufigkeit eines Elements wieder. Avogadro-Konstante NA = 6,02 . 1023 mol-1  ein Mol eines Elements enthält 6,02 . 1023 Atome,  ein Mol einer chemischen Verbindung enthält 6,02 . 1023 Moleküle! Ein Mol eines Elements entspricht der relativen Atommasse in Gramm (Natrium: 1 mol = 23 g). Ein Mol einer chemischen Verbindung entspricht der relativen Molekülmassen in Gramm (Wasser H2O: 1 mol = (2 x 1) + 16 = 18). !!! Die Masse von 1 mol = 6,02 . 1023 Atomen in g entspricht der Masse eines Atoms in u. Aufbau der Elektronenhülle: das Bindungsverhalten einzelner Atome bzw. die chemischen Eigenschaften eines Elementes werden von der Elektronenhülle bestimmt. Bei der Ausbildung einer chemischen Bindung werden die Elektronen umgeordnet. In einem Atom üben die positiv geladenen Atomkerne und die negativ geladenen Elektronen eine Anziehungskraft aufeinander aus  die Elektronen stürzen nicht einfach in den Kern wegen der Kernanziehung, sondern anordnen sich nach festen Regeln um den Kern! Elektronen, die den Atomkern einhüllen, haben nicht die gleiche Energie: sie verteilen sich auf verschiedene Energieniveaus. 1) Hauptquantenzahl: Die Haupt-Energieniveaus = Schalen der Elektronenhülle werden mit zunehmender Abstand vom Atomkern durch die Buchstaben K, L, M, N, ... oder mit den Nummern n = 1, 2, 3, 4... gekennzeichnet: Elektronen der K-Schale (n = 1) befinden sich dichter am Atomkern, und sind somit energieärmer als Elektronen auf der L- oder M- Schale. 2) Nebenquantenzahl: Innerhalb eines Haupt-Energieniveaus gibt es für die Elektronen verschiedene Unterniveaus, charakterisiert durch die Nebenquantenzahl l. Sie ist abhängig von der Hauptquantenzahl und reicht für jede Schale von l = 0 bis l = n-1. Die Unterniveaus werden durch die Buchstaben s (l=0), p (l=1), d (l=2) und f (l=3) gekennzeichnet: wenn n = 1  nur s-Elektronen, wenn n = 2  s- und p-Elektronen...

3) Magnetquantenzahl: Die Unterniveaus lassen sich entsprechend ihrer Magnetquantenzahl m weiter aufspalten: m nimmt jeden Wert zwischen +l und –l (auch 0) ein  Beispiel: wenn l = 1 ist m = +1, 0 oder -1  die p-Elektronen können 3 verschiedene Zustände einnehmen (px, py und pz), die energetisch gleichwertig sind. 4) Spinquantenzahl: Die Spinquantenzahl entspricht der Drehrichtung eines Elektrons um seine eigene Achse und kann nur die Werte +1/2 und -1/2 annehmen. !!! Pauli-Prinzip: Kein Elektron stimmt in allen vier Quantenzahlen mit einem anderen überein. !!! Die maximale Elektronenzahl einer Schale ergibt sich nach der Formel 2 . n 2 Elektronenkonfiguration: man muss 3 Hinweise berücksichtigen:  Die Besetzung der Energieniveaus erfolgt nacheinander. Man beginnt mit dem energieärmsten Niveau 1s;  s-Unterniveaus werden zunächst mit 2 Elektronen besetzt, bevor die Besetzung des pUnterniveaus derselben Schale beginnt;  Die energetisch gleichwertigen p-Zustände werden zunächst nur mit einem Elektron besetzt, die alle 3 parallelen Spin aufweisen (Hund-Regel), bevor je ein zweites Elektron mit entgegengesetztem Spin dazukommt. Energieniveauschema: Aus diesem ist ersichtlich, dass sich bis zum 3p-Niveau alles so ordnet, wie man es erwartet. Dann überschneiden sich die Energieniveaus der Schalen. Das 4s-Niveau ist energieärmer als das 3d-Niveau: es werden erst Elektronen in die 4. Schale eingebaut, bevor die restlichen Niveaus der 3. Schale aufgefüllt werden. Beim 5s- und 4d-Niveau ist es ähnlich.

Atomorbitale: Ein Atomorbitale ist ein Raum in der Elektronenhülle, in dem die Aufenthaltswahrscheinlichkeit für ein bestimmtes Elektron des Atoms zwischen 0 und 1 liegt.

s-Orbitale sind kugelsymmetrisch um den Atomkern angeordnet. Sie haben keine Vorzugsrichtung im dreidimensionalen Raum. sOrbitale gibt es für alle Schalen der Elektronenhülle. Sie ordnen sich wie Kugelschalen ineinander mit dem Atomkern als Zentrum, wobei das 1s-Orbital innen liegt, gefolgt von 2s- usw. p-Orbitale sind hantelförmig (a forma di manubrio) um den Atomkern geordnet in Richtung der x-, y- und z- Achse. Die drei p-Orbitale sind energetisch gleichwertig, sie stehen senkrecht aufeinander und jedes kann mit maximal 2 Elektronen besetzt werden. Rumpf- und Valenzelektronen: Elektronen an angefangenen Schalen sind Valenzelektronen, Elektronen auf vollen Schalen bilden den Rumpf. !!! Rumpfladung = Anzahl Protonen – Anzahl Rumpfelektronen. Elektronegativität: Es gibt eine relative Skala zwischen 0.8 (Francium) und 4 (Fluor). Atome mit höherer Elektronegativität ziehen die Elektronen stärker an als Atomen mit tiefer Elektronegativität. Die Elektronegativität steigt in dem Periodensystem wie folge:

Die Elektronen werden innerhalb einer Periode zunehmend stärker angezogen. Je höher die Rumpfladung, desto mehr zieht das Atom die Elektronen an.  Je höher Z, desto mehr Energie braucht man, um ein Elektron aus dem Atom auszureissen. Periodensystem der Elemente: Man kennt 118 chemische Elemente, die bis zur Ordnungszahl 92 (Uran) in der Natur vorkommen. Die Elemente ab Ordnungszahl 84 sind radioaktiv, zusätzlich die Elemente 43 (Technetium) und 61 (Promethium). Die Atommasse bestimmt nicht die Reihenfolge der Elemente in dem Periodensystem, sondern die Protonenzahl. Die Elektronenkonfiguration bestimmt die Anordnung in Perioden und Gruppen. Die Elemente stehen in waagrechten (orizzontali) Reihen, die Periode heissen (7 Perioden). Die senkrechten Reihen der Elemente nennt man Gruppen. Dies unterteilen sich in Hauptgruppen (1,2,13-18) und Nebengruppen (3-12). Zu den Nebengruppen gehören auch die 14 Elemente der Lanthanoide und Actinoide.

Hauptgruppen: Die Elemente einer Hauptgruppe stimmen in der Zahl ihrer Valenzelektron überein. Gruppe 1 (Alkalimetalle)  1 Valenzelektron Gruppe 2 (Erdalkalimetalle)  2 Valenzelektronen Gruppe 13 (Borgruppe)  3 Valenzelektronen Gruppe 14 (Kohlenstoffgruppe)  4 Valenzelektronen Gruppe 15 (Stickstoffgruppe)  5 Valenzelektronen Gruppe 16 (Chalkogene)  6 Valenzelektronen Gruppe 17 (Halogene)  7 Valenzelektronen Gruppe 18 (Edelgase)  8 Valenzelektronen Acht Valenzelektronen sind ein Oktett, das sich als eine besonders stabile Elektronenkonfiguration erweist. Die Elemente einer Hauptgruppe besitzen ähnliche Eigenschaften. Nebengruppen: Bleibt die Zahl der Valenzelektronen gleich und werden der Ordnungszahl folgend von einem Element zum nächsten Elektronen in einer innen liegenden Schale hinzugefügt, kommt man zu Nebengruppenelementen (Gruppe 3-12). Alle Nebengruppenelemente sind Metalle. Sie besitzen in der Regel 2 Valenzelektronen (ab 4s 2) und unterscheiden sich in der Elektronenzahl einer inneren Schale. Nichtmetalle: Wasserstoff, Kohlenstoff, Stickstoff, Sauerstoff, Phosphor, Schwefel, Selen. Wichtig für Medizin: Wasserstoff, Natrium, Magnesium, Kalium, Calcium, Mangan, Eisen, Kobalt, Kupfer, Zink, Molybdan, Kohlenstoff, Stickstoff, Sauerstoff, Fluor, Silicium, Phosphor, Schwefel, Chlor, Selen, Brom, Iod. Elementhäufigkeit im menschlichen Körper:

Sauerstoff 61%, Kohlenstoff 23%, Wasserstoff 10%, Stickstoff 2,6%, Calcium 1,4% Phosphor 1,1% Spurenelemente: Lebensnotwendige Nebengruppenelemente, die mit der Nahrung in geringe Menge aufgenommen werden müssen. Beispiele: Chrom, Cobalt, Eisen, Iod, Kupfer, Mangan, Molybdän, Selen, Fluor, Silicium, Litium, Aluminium, Arsen, Cadmium, Zink. CHEMISCHE BINDUNGEN Oktettregel: Das Bestreben von Atomen, beim Ausbilden einer chemischen Bindung formal 8 Valenzelektronen um sich zu haben  Edelgas-Konfiguration (1s2 oder s2p6). Es gibt 3 Bindungstypen: Metallbindungen, Atombindungen und Ionenbindungen. Metallische Bindung: Metalle-Metalle Bindungen. Vorzugsweise Atome von Elemente mit einem oder zwei Valenzelektronen können sich zusammenlagern, indem sich die Atome in Gittern anordnen und die Valenzelektronen so weit gelockert sind, dass sie sich zwischen den räumlichen fixierten, positiv geladenen Atomrümpfen frei bewegen können. Die Elektronen sind gleichsam ein „Elektronengas“, sie gehören zu keinem einzelnen Atom mehr, sie sind delokalisiert, leicht beweglich und halten als Elektronenwolke die positiv geladenen Atomrümpfe zuammen. Desartige Atomverbände besitzen eine hohe elektrische Leitfähigkeit. Die leere Orbitale haben eine Funktion: die s-Elektronen können sich frei bewegen!  Metallische Bindung = die Anziehungskräfte, die zwischen Atome durch delokalisierte Valenzelektronen zustand kommen. Im Periodsystem stehen die Metalle in den Hauptgruppen 1 und 2 und in Nebengruppen (Übergangsmetalle). Zwischen den Metallen und den Nichtmetalle gibt es auch Halbmetalle. Ionenbindung: Metalle-Nichtmetalle. Atome mit einer geringen Anzahl Valenzelektronen (Metalle) haben eine Tendenz, diese abzugeben, weil die darunter liegende, dann äussere Schale Edelgaskonfiguration hat. Die Elektronenabgabe aus Atomen führt zu Karionen, die positiv geladen sind. Für das Herauslösen eines Elektrons aus einem Atom wird Energie benötigt, die man Ionisierungsenergie nennt. Sie nimmt innerhalb einer Periode zu und innerhalb einer Hauptgruppe von oben nach unten ab. Die Edelgase haben in einer Periode die höchste Ionisierungsenergie, eine geringe Ionisierungsenergie ist typisch für Metalle. Atome, dene an der Edelgaskonfiguration ein oder 2 Elektronen fehlen, haben eine Tendenz, diese aufzunehmen. Dabei entstehen die Anionen (negativ geladen).  Neigung zur Bildung von Kationen: Gruppe 1, 2, Nebengruppen  Neigung zur Bildung von Anionen: Gruppe 16, 17. Elemente, die sich in ihrer Elektronegativität stark unterscheiden, bewirken eine gegenseitige Ionisierung der Atome, es entstehen Ionen und damit chemische Verbindungen, die man Salze nennt  Verbindungen, die in festem Zustand aus Ionen aufgebaut sind. Anziehungskräfte, die gegensinnig geladene Ionen zusammenhalten, bezeichnet man als Ionenbindung. Die Bindungsenergie eines Salzes bezeichnet man als Gitterenergie ΔHU. Diese Energie wird frei, wenn sich Ionenkristalle bilden. !!! Zur Benennung von Kationen ergänzt man den Elementnahmen durch den Zusatz „Ion“ (Beispiel: Na+ = Natriumion, Cu2+ = Kupfer(II)-Ion.) Bei Anionen bedarf es des Zusatzes „Ion“ eigentlich nicht, weil die negative Ladung im Namen durch die Endsilbe „-id“ oder „-at“ ihren Ausdruck findet (Beispiel: F- = Fluorid, NO3- =Nitrat). Salze sind nach aussen hin neutral, deshalb müssen sich die positive und die negative Ladung der Ionen ausgleichen.

Salzlösungen: Beim Lösen eines Salzes werden durch den Dipolcharakter des Wassers die elektrostatischen Anziehungskräfte zwischen den Ionen im Ionengitter an der Oberfläche des Kristalls abgeschwächt. Die Wassermoleküle schieben sich zwischen die Anionen und Kationen. Diese Trennung der Ionen beim Lösungsvorgang bezeichnet man als Dissoziation. Der Teil des Salzes, der vom Wasser gelöst wird, ist vollständig dissoziiert. Für das Aufbrechen eines Ionengitters wird Energie benötigt, die Gitterenergie ΔHGitter. Die Ionen werden in diesem Prozess so gedacht, als seien sie am Ende gasförmig, also einzeln. Umgekehrt wird die Gitterenergie frei, wenn die Ionen aus dem gedachten völlig freien Zustand sich zum Gitter zusammenfügen. Die Werte für die Gitterenergie einzelner Salze hängen von der Grösse und Ladung der Ionen ab. Je grösser die Ladung und je kleiner der Radius der Ionen ist, desto grösser ist die Gitterenergie. Die Anionen und Kationen des Salzes liegen in wässriger Lösung nicht frei vor, sondern werden von Wassermolekülen, die sich entsprechend der Ladung des Ions ausrichten, eingehüllt. Es treten IonDipol-Wechselwirkungen auf, die Ionen werden hydratisiert. Mit Wasser als Lösungsmittel heisst dieser Vorgang Hydratation.

Bei der Hydratation von Ionen wird Energie frei, die Hydratationsenthalpie. Der Energiegewinn hängt von der Grösse und Ladung des jeweiligen Ions ab. Ist das Ion kleiner, wird die Hydrathülle grösser, es steigt die Hydratationsenthalpie. Durch die Ausbildung einer Hydrathülle vergrössert sich der nach aussen wirksame Radius der Teilchen. Während der Ionenradium bei den nackten Alkali-Ionen mit steigender Ordnungszahl zunimmt, zeigen die hydratisierten Ionen ein gegenläufiges Verhalten: Liaq+ > Naaq+. Atombindung: Nichtmetalle-Nichtmetalle. Bei Nichtmetalle (no Edelgase) zeigen die Atome eine starke Tendenz, sich so zusammenzulagern, dass jedes Atom ein einzelnes (ungepaartes) Elektron zu einem gemeinsamen Elektronenpaar beisteuert (dà come contributo). Die an einer Atombindung beteiligten Atome können gleich oder verschieden sein. Ein Atom kann mit seinen Valenzelektronen auch zur Bildung mehrerer Einfachbindungen beitragen. Unter Einbeziehung der gemeinsamen Elektronenpaare dürfen sich am Ende nicht mehr als 8 Elektronen auf der äusseren Schale eines Atoms befinden. So können von einem Atom nur maximal 4 Einfachbindungen ausgehen (wie z.B. C)! Valenzelektronen, die keine Bindung eingehen, liegen in der Regel paarweise vor, man bezeichnet sie als freie Elektronenpaare und markiert sie durch einen Strich an dem betreffenden Atom. Die Summe der Elektronen in gemeinsamen und freien Elektronenpaaren darf die Zahl 8 nicht überschreiten! Aus den Atomen entstehen durch Atombindung Moleküle; Wasserstoff und die Halogene z.B. liegen nicht atomar vor, sondern molekular als H2, F2, ...

Jedes Molekül hat eine definierte relative Molekülmasse Mr, die sich durch Addition der bekannten Atommassen ergibt und ist dimensionslos. Die molare Masse MM gibt seine Masse pro Mol an und hat die Einheit g/mol. Will man ein Molekül durch Spaltung der Atombindungen in die Atome zerlegen, so muss man Energie aufwenden. Es ist genau der Beitrag (contributo), der bei der Bildung des Moleküls aus den Atomen frei wird  Bindungsenergie. Molekülorbitale: Beispiel  Wasserstoffmolekül. Die einfach besetzten 1s-Atomorbitale, die sich bei Annäherung der Atome durchdringen = überlappen, verlieren bei dieser Begegnung ihre ursprüngliche Form und verändern ihren Energiegehalt. Es bildet sich etwas Neues, ein Molekülorbital. Dies hat seine grösste Elektronendichte im Raum zwischen den beiden Atomen. Es ist um die gedachte Bindungsachse der Atomkerne rotationssymmetrisch; die Atome können sich um die Bindungsachse frei drehen. Man spricht in diesem Fall von einem σ-Molekülorbital und bezeichnet die Atombindung als σ-Bindung. !!! Aus zwei Atomorbitalen entstehen 2 Molekülorbitale  es gehen keine Orbitale verloren! Ein ist energieärmer, das andere energiereicher als die Atomorbitale: Die beiden einzelnen Elektronen der 1s-Atomorbitale besetzen jetzt gemeinsam das energieärmere σ-Molekülorbital (=bindendes Molekülorbital), während das energiereichere σ*-Molekülorbital (=antibindendes Molekülorbital) frei bleibt  beim Entstehen von Atombindungen wird Energie frei. sp3-Hybridisierung: Kohlenstoff ist vierbindig, seine Elektronenkonfiguration ist jedoch 1s22s22p2  nur 2 ungepaarte Elektronen sind vorhanden. Wie kann es so zu vier gleichwertigen Atombindungen kommen? Der Energieunterschied zwischen den 2s- und 2p-Orbitalen ist relativ klein, unter dem Einfluss eines Bindungspartners kann durch Anheben eines 2s-Elektrons auf das freie 2p-Niveau ein angeregter Zustand entstehen. Die vier zunächst unterschiedlichen Atomorbitale (2s12p3) kombinieren sich zu vier neuen, energetisch gleichwertigen Orbitale. Diese Vermischung von einfach besetzten s- und p-Orbitalen nennt man Hybridisierung, es entstehen sp3-Hybridorbitale. Im Methan (CH4) liegen vier gleichwertige σ-Bindungen vor. Die sp3-Moleküle weisein in die Ecken eines Tetraeders. Typisch ist der Winkel zwischen zwei CHBindungen, der Bindungswinkel, er beträgt beim Methan α = 109,5°,

sp2-Hybridisierung: Das 2s-Atomorbital vermischt sich nur mit zwei 2p-Atomorbitalen und drei energetisch gleichwertige sp2-Hybridorbitale entstehen, die in einer Ebene liegen und mit je einem Elektron besetzt sind. Ein einfach besetztes p-Orbital bleibt unverändert, es steht senkrecht zur Ebene der sp2Hybridorbitale. Die sp2-Molekülorbitale ordnen sich so um das C-Atom, dass die Achsen in einer Ebene liegen und zueinander einen Winkel von 120° bilden. Im Ethen-Molekül entsteht zwischen den beiden C-Atomen eine σ-Bindung. Übrig bleibt an jedem C-Atom das pz-Orbital, das senkrecht zur Ebene der σ-Bindungen steht. Beide p-Orbitale sind einfach besetzt, überlappen miteinander und bilden ein doppelt besetztes, bindendes πMolekülorbital aus. Diese zweite Bindung ...