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Alle Grundlagen und Themen der E1 Aggregatzustände Brownsches Atommodell Periodensystem Ionenbindung Ionengitter Lösung von Salzen Metallbindung Kovalente Bindung VSEPR-Modell Säure Säuren und Basen Protolyse Neutralisation Titration

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Bindung von Metallen Valenzelektronen werden zur Verfügung gestellt ↳ Elektronengas Entsteht um die Edelgaskonfiguration zu erreichen Chemische Bindung basierend auf elektrostatischer Anziehung zwischen Metall - Kationen und ihren frei beweglichen Elektronen, dem Elektronengas. metallbinauns wird auch metallische Bindung oder ungerichtete Bindung genannt frei bewegliche Elektronen Elektronengas Atomrümpfe Metall-Kationen verhindert Vermischen. Anode Elektrolyt Trennen von chemischen Verbindungen durch Strom elektrischer Strom erzwingt Stofftrennung (Redoxreaktion) Elektronenmangel Elektronen werden von Reaktionspartner auf einen anderen übertragen oder abgezogen lonen werden zu elementaren Stoffen Ablauf + + elektrolyse + Kathode Elektronenüberschuss → Metalle haben geringe Elektronegati- vität und lonisierungsenergie Metalle geben Valenzelektronen ab frei bewegliches Elektronen- gas Kationen teilen sich das negativ geladene Elektronengas →→sorgt für Anziehungskraft exotherm : Es muss Energie zugeführt werden endotherm: Energie wird in Form von Wärme aus der Umgebung aufgenommen. Stoffe die Protonen abgeben ↳ Bei chemischer Reaktion ↳ Protonendonator (gibt H- Atom ab) Säurereinstoff besteht aus Molekülen → leitet kein Wasser fest, flüssig oder gasförmige Reinstoffe saure Lösung: je nach Anteil des gelösten Säurereinstoff auch konzentrierte oder verdünnte Lösung. in Wasser gelöst lonen bilden sich (identische lonenart) Alkalische Lösung Wässrige Lösungen von Metallhydroxiden reagieren mit Wasser قسمة Säureanhydrid entstehen durch Abspalten von Wasser CO₂, (g) + + H₂O (1) H₂CO3 (aq) Säureanhydrid der Kohlensäure Säure gibt H+ lonen ab und hinterlässt Säurerestanion - Base nimmt H+ lonen auf Die Protonenübertragung ist Protolyse Säure: neutral oder geladenes Teilchen, das Protonen abgeben kann ↳ Protonendonator (geben H* Protonen ab) HCl (g) + H₂0 H30* + Cl¯(aq) Base: ein Teilchen, das ein Proton aufnehmen kann ↳ Protonen akzeptor (nimmt H+ Protonen auf) Teilchen, die...

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sowohl als Säure als auch als Base reagieren können heißen Ampholyte 14 Säuden und basen Ammoniak und Chlorwasserstoff N B H (g) + H (g) ≈ H N 1 H / H + ICI Ammoniumchlorid (s) lonenverbindung Wenn lonen aufeinander treffen ziehen sie sich an fest: flüssig: gasförmig: fest تميمي ميمممممم schmelzen gefrieren resublimieren flüssig sublimieren sieden kondensieren gasförmig Volumen und Stoff des Körpers bleiben gleich schwer/nicht verformbar ↳ Festkörper Volumen bleibt gleich, Form ist unbeständig → passt sich dem umgeben den Raum an. ↳ Flüssigkeit Volumenbeständigkeit entfällt → Gas füllt den ihm zur Verfügung stehenden Raum. ↳ Gas schmelzen Eis schmilzt, wenn die Temperatur über 0 °C steigt (= Schmelztemperatur). Diese Wärme ist als Energie notwendig. erstarren Wasser wird zu Eis, wenn die Temperatur unter 0 °C sinkt - Energie wird abgeführt, das Wasser gefriert und dehnt sich aus verdampfen Wasser verdampft, wenn genügend Energie zugeführt wird. Dies passiert, wenn die Temperatur unter Normaldruck 100 °C erreicht (= Siedetemperatur). Das sieht man hervorragend, wenn Wasser in einem Kochtopf erhitzt wird. kondensieren Trifft Wasserdampf auf eine kalte Oberfläche, bilden sich Tropfen - das Wasser wechselt zurück in den flüssigen Zustand. resublimieren Der Aggregatzustand wechselt vom gasförmigen in den festen Zustand, ohne zwischendurch flüssig zu werden. Ein Beispiel dafür ist Raureif (fester Niederschlag), der sich an einem kalten Wintermorgen in der Natur bildet, denn aus dem in der Luft enthaltenen Wasserdampf werden sofort Eiskristalle. sublimieren Das ist der Übergang vom festen in den gasförmigen Aggregatzustand. Ein Beispiel ist Wäsche, die bei Frost draußen trocknet. Das enthaltene Wasser wird zuerst zu Eis und sublimiert dann zu Wasserdampf. So wird die Wäsche im Winter draußen auch trocken! Zahl der Elektronen- paare 2 3 4 5 مممممعمه Anordnung der Elektronenpaare P. 120 f 109.5⁰ 90° 120° فلتسمم Zahl der bindenden Zahl der nicht-bindenden Elektronenpaare Elektronenpaare 2 3 2 J 3 2 LO 5 4 3 0 0 1 0 1 2 0 1 2 VSEPR - Typ AX 2 AX 3 AX ₂ E AX 4 AX 3 E AX₂E2 AX5 AX4E AX 3 E2 Molekülgestalt linear trigonal-planar 120° gewinkelt g tetraedisch 109.5° trigonal-pyramidal gewinkelt trigonal - bipyramidal T-förmig 90° 120° to O- O H3PO4 (Phosphorsäure) 히 H - H 101 H2CO3 (Kohlensäure) -0 H-Ō T T -0-4 - 101 || 10, HCO3 (Hydrogencarbonat) HAOI | P I 101 1 H 1010 (1 10 0 101 ial CO3- (Carbonat-lon) (016 0, H₂SO4 (Schwefelsäure) 1 H H₂O (Wasser) H NH 3 (Ammoniak) H-Ñ -H 6 - H H-O beispiele NH4 (Ammonium-Ion) H 1 NO H 10 H OH (Hydroxidion) O - Brl HBr (Bromwasserstoff) (g) H 03 (Ozon) ₂=0²-8 H H-C | 10 C2H60 (Ethanol/Alkohol) H H H T H- N H HCI (Chlorwasserstoff) (g) H - CTI H Ō NH4+ Cl¯ (Ammoniumchlorid) (s) ↳lonenbindung H H с 1 H H-O H + HNO3 (Salpetersäure) NO 03 H (Oxonium-Ion) +IC [1₁0] St NaOH (Natriumhydroxid) Na -Ō-H Name Nichtmetalloxid Kohlenstoffdioxid Schwefeldioxid Schwefeltrioxid Phosphoroxid Stickstoffdioxid Beispiele Säure HCI NH4+ Ammoniumion H₂O Wasser HCO3 HF Formel CO₂ SO₂ Chlorwasserstoff سمه مسسا سمسمه SO3 P4010 H₂PO4 NO₂ Hydrogencarbonat-lon Fluorwasserstoff H₂ SO 4 Schwefelsäure Name umgekehrt. Säure 1 + Base 2 = Base 1 + Säure 2 Kohlensäure Schweflige Säure Schwefelsäure OH Phosphorsäure and basen Salpetrige Säure Salpetersäure Chlorwasserstoff Bromwasserstoff Chlorid-lon Base (korrespondierende) CI- NH3 Ammoniak Säure Hydroxid-lon созго Carbonat - lon F- korrespondierende / konjugierte Säure - Basen - Paare ↳ Eine Säure die ein Proton aufnimmt wird dadurch zu einer Base und Floridion HSO4 2- HPO4²- Hydrogensulfat-lon Formel H₂CO3 Dihydrogenphospat-lon Hydrogenphosphat-lon H₂SO3 H₂SO4 H3PO4 HNO₂ HNO3 HCI HBr Name Hydrogencarbonat-lon Carbonat-lon Hydrogensulfit-lon Sulfit-lon Hydrogensulfat-lon Sulfat-lon Dihydrogenphosphat-lon Hydrogenphosphat-lon Phosphat-lon Nitrit-lon Nitrat-lon Säurerest-lon Chlorid-lon Bromid-lon Base NH3 Ammoniak Br Bromid-lon H₂O Wasser NO3 Nitrat-lon 52- Sulfidion 3- PO4³- Phosphat-lon Säure NH 4 HBr Formel HCO3™ CO3²- HSO3 2- SO3²- H3O+ HSO4 SO4²- Ammonium-Ion. H₂PO4 HPO4²- PO43- NO₂™ NO3 Cr Br Bromwasserstoff Oxonium-Ion HNO3 Salpetersäure HS Hydrogen sulfid-lon HPO4²- Hydrogenphosphat-lon wichtise be alkalisch: Der Begriff ,,alkalisch“ bezeichnet Lösungen, deren PH-Wert größer als 7 ist. Man spricht hier auch von ,,basisch". Alkalimetalle: Lithium, Natrium, Kalium - Sie färben Flammen verschiedenfarbig. Alkalien: سمعه Oxide der Alkalimetalle; sie bilden mit Wasser ätzende Laugen. Atommasse: Edelgase: Helium, Neon, Argon, Krypton, Xenon, Radon, Ununoctium. Elektronen: Negativ geladenes Teilchen. Eine Größe, die die Masse eines Atoms ausdrückt. Base: Eine Base ist die Grundlage für Lösungen, um deren PH-Wert zu erhöhen. Sie ist das Gegenstück zur Säure und neutralisiert diese. Erzbildner: Sauerstoff, Schwefel, Selen. Erdalkalimetalle: قه Elementfamilien: Alkalimetalle, Alkalien, Erzbildner, Halogene / Salzbildner, Erdalkalimetalle, Bor-Aluminium-Familie, Nichtmetalle, Stickstofffamilie, Edelgase. Beryllium, Magnesium, Strontium, Calcium, Barium. Halogene /Salzbildner: Chlor, Brom, lod, Fluor (Natriumchlorid). Lauge: Als Lauge wird eine alkalische Lösung bezeichnet. Ihr PH-Wert liegt dementsprechend über dem Wert 7. Nichtmetalle: Sauerstoff, Wasserstoff, Kohlenstoff, Stickstoff, Schwefel, Phosphor. Ordnungszahl: Die Elemente im Periodensystem wurden angeordnet und ihnen wurden, je nach Platzierung, Zahlen zugeordnet. Diese Zahlen bezeichnet man als Ordnungszahlen. PH-Wert: Der PH-Wert ist eine Maßeinheit für saure oder alkalische Werte von Lösungen. Protonen: Positiv geladene Teilchen. Sauer: Etwas wird in der Chemie als „sauer“ bezeichnet, wenn der PH-Wert zwischen 0 und 6,5 liegt. Wertigkeit: Die Wertigkeit gibt an, wie viele Wasserstoffatome ein Element an sich binden kann. ionenbinaung - Ist die Bindung zwischen einem Metall und einem Nichtmetall. Die Elektronegativitätsdifferenz muss größer als 1.7 sein Die Elektronegativität ist ein Maß dafür, wie stark ein Element im ungeladenen Zustand fähig ist innerhalb einer chemischen Bindung die Bindungselektronen an sich zu ziehen ↳ Die Elektronegativitätsdifferenz (AEN) berechnet man, indem man die größere Elektronegativität minus die geringere berechnet. Das Metall übergibt dem Nichtmetall ein oder mehrere Elektronen ab, sodass beide Bindungspartner die Edelgaskonfiguration erreichen. Die Elektronenkonfiguration spielt bei der lonenbindung (auch elektrovalente Bindung genannt) eine wichtige Rolle. Atome streben stets an, die besonders stabile Edelgaskonfiguration zu erreichen. Das heißt, sie möchten 8 Elektronen auf der Außenschale haben. Dafür geben sie entweder Elektronen ab oder nehmen welche auf. Wie viele Elektronen sich auf der Außenschale befinden, kannst du durch die Position im Periodensystem herausfinden: die Hauptgruppennummer ist die Anzahl an Elektronen auf der Außenschale, der Valenzelektronen. Du solltest beachten, dass die lonenbindung nur entsteht, wenn die Elektronegativitätsdifferenz größer als 1,7 ist und es sich um ein Metall und ein Nichtmetall handelt. Ansonsten gehen die Atome eine andere chemische Bindungsart ein. VORGANG Bei einem Unterschied in der Elektronegativität EN größer als 1,7 gehen ein Metall und ein Nichtmetall eine ionische Bindung miteinander ein, eine lonenbindung. Durch die starke elektrostatische Anziehung zwischen den Partnern als treibende Kraft, werden ein oder sogar mehrere Elektronen auf den Partner übertragen. Das Metallatom wird zu einem elektropositiv geladenen lon, also einem Kation und das Nichtmetallatom wird zu einem elektronegativ geladenen lon, ein Anion. Da ein postives und ein negatives lon also eine Bindung eingehen, kannst du diese auch heteropolare Bindung nennen. Beim Verdünnen eines Getränkekonzentrat gibt es manchmal keine Anleitung und jeder verdünnt das Konzentrat so, wie es ihm am besten schmeckt. Manchmal gibt es auch genaue Vorschriften, z.B. eine Flaschenkappe des Konzentrats und vier Kappen Wasser; auf einen Tropfen mehr oder weniger kommt es dabei nicht an. Herstellen einer Verdünnungsreihe Beim chemischen Verdünnen muss hingegen sehr exakt gearbeitet werden, um genaue Konzentrationen erzielen zu können. Materialien: Durchführung: x mL Lösung mit bekannter Stoffmenge n. zum Verdünnen Zugegebenes Lösungsmittel y mL y mL yml y mL y mL x mL x ml x mL x mL 1 2 3 4 5 Verdünnungs-Schritt USW. 7 Reagenzgläser, Reagenzglasständer, Messpipette, Salzsäure (c = 0,1") oder Natronlauge (c = 10), Indikator, destilliertes Wasser mol L mol In dem ersten Reagenzglas befinden sich 10 mL Salzsäure der Konzentration c = 0,1 oder 10 mL Natronlauge der Konzentration c = 1 Füllen Sie in jedes weitere Reagenzglas 9 mL destilliertes Wasser. Entnehmen Sie genau 1 mL aus dem ersten Reagenzglas und geben Sie es in das zweite. Vermischen Sie die Lösung gut. Entnehmen Sie dann aus dem zweiten Reagenzglas wieder 1 mL und geben Sie es in das dritte Reagenzglas. Wiederholen Sie den Vorgang, bis sie beim siebten Reagenzglas angekommen sind. Geben Sie nun jeweils drei Tropfen Indikator in jedes Reagenzglas und fotografieren Sie das Ergebnis mit einer Smartphone-Kamera. Laden Sie das Bild mit der passenden Benennung (Angabe der Säure/Lauge und des Indikators) im Forum hoch. Molmasse STOFFMENGE TITRATION 1 Mol= 6,0221023 Ein Mol eines Stoffes haben immer 6,022 1023 Teilchen dieses Stoffes. Achtung: Atommasse Molare Masse ↓ Masse eines Atoms Masse eines Mols einer Atomsorte Im Periodensystem ist die Atommasse in u angegeben, welche man in die molare Masse umrechnen. g Einheit = mol ma (Al) = 27u → M (AL) = 27 mol 3 → 1 mol Al = 27g FORMEL n= titration M Stoffmenge n Masse m molare Masse M с = n = N = NA • n 1 Analyseverfahren C = ? n V 19 M Avogado Konstante [mo] 1u Stoffmenge [mol.] 23 19 = 6·10 u 1mol = 6·10²³ u 1 6,022.1023 Maßlösung (Base mit bekannter Konzentration) C = C= 9 19 = 1mol 19 1mol v(Lösung) 1u Stoffportion Stoffmenge der gelösten - Volumen der Lösung Einheit (mol) → Konzentration von Säure/Base bestimmen ↳ Formelzeichen c Die Säure und Base werden so lang gemischt bis der Indikator zeigt, dass die Lösung neutral ist neutral: n = n Bürette 0 10 ml Indikator Verbrauchte Menge wird abgelesen → Stoffmenge berechnen => Stoffmenge ist gleich, man muss jedoch in mol/L umrechnen Chemische Reaktion bei der Wasserstoffkationen (Protonen) zwischen den Reationspartnern übertragen wird. Es muss Protonendonator & Protonen akzeptor geben. ↳ Protonenakzeptor braucht freies Elektronenpaar CI+ H HCI Base Săure protolvse dreiwertige Säure ↳ Phosphorsäure H3PO4 (S) + H₂O (1) ≥ H3O*(aq) + H₂PO¯ H₂PO4 (aq) + H₂O(l) = H3O+ (aq) + HPO4 ²- HPO (aq) + H₂O(l) ⇒ H3O+ (aq) + PO4³- Protolyse am Beispiel der Salzsäure 1. Die Moleküle Chlorwasserstoff und Wasser befinden in einem größeren räumlichen Abstand zueinander (Bild 5). 2. Die Moleküle nähern sich einander an. Bei räumlicher Nähe kommt die Dipol-Dipol Wechselwirkung zur Geltung und die Moleküle richten sich entsprechend der Partialladungen zueinander aus. Nur bei der hier abgebildeten Anordnung kommt es zu einer chemischen Reaktion (Bild 4). 3. Die beiden Moleküle stoßen aneinander (Stoßtheorie). Das positiv polarisierte Wasserstoffatom des Chlorwasserstoff-Moleküls kommt mit einem der beiden freien Elektronenpaare des Wasser-Moleküls in Kontakt (Bild 2). 4. Das Chlorwasserstoff-Molekül hat sein Proton (H+-lon) auf das Wassermolekül übertragen (Protolyse oder Protonenübertragungsreaktion). Es bilden sich ein Chlorid-lon (Cl-lon) und ein Oxonium-Ion bzw. Hydronium-Ion (H30+-lon) (Bild 1). 5. Nach der Protolyse entfernen sich die gebildeten lonen voneinander (Bild 3). neutralisation Mischt man eine Säure (also eine saure Lösung) mit einer alkalischen Lösung, dann ist zu erwarten, dass die H30*- lonen der Säure mit den OH- lonen der alkalischen Lösung zu Wasser-Molekülen reagieren Die Lösung ist also am Ende neutral H30* (aq) + OH(aq) = 2 H₂0 (1) (Kerngleichung oder Netto-lonengleichung der Neutralisation) Der Vorgang wird deshalb Neutralisation genannt. Die Neutralisation tritt nur dann ein, wenn in den beiden Ausgangslösungen gleich viele H30¹- bzw. OH--lonen enthalten sind Beispiel: Neutralisation von Salzsäure mit Natronlauge HC1 (g) + H₂0 (1) H3O+ (aq) + (1¯(aq) H₂O NaOH (s) Na+ (aq) + OH - (aq) Mischung der beiden Lösungen führt zu: H30+ (aq) +Cl(aq) +Na* (aq) + OH¯(aq) = Na*(aq) + (1 - (aq) + 2 H₂0 (1) (Salzsäure) (Natronlauge) Natriumchlorid-Lösung Eindampfen liefert das Salz NaCl (s) Bei einer Neutralisation entsteht also immer Wasser und ein Salz Die Formel des Salzes kann mit Hilfe der lonenladungszahlen aufgestelt werden, wobei wir am Ende eine neutrale lonenverbindung erhalten müssen. C → Form von Salzkristallen 8- H ionengitter H Anordnung der lonen im festen Zustand regelmäßige räumliche Anordnung von Anionen und Kationen مهممممم مستمر Der Zusammenhang entsteht durch die lonenbindung Haben einen hohen Schmelzpunkt Sind hart und spröde Die Verbindung Ider Kristall zerbricht, wenn das Gitter verschoben wird und gleiche Ladung aufeinander trifft. Ist im gelösten/flüssigen Zustand leitfähig ngang von Salze solzen Wassermoleküle sind Dipole, das heißt, sie besitzen positive und negative Partialladungen (8). Diese entstehen durch die unterschiedlichen Elektronegativitäten der Atome. Salze bestehen aus lonen, welche in einem lonengitter angeordnet sind. Das heißt sie setzen sich aus positiv geladenen Kationen und negativ geladenen Anionen zusammen. Gibt man Salzkristalle in Wasser, richten sich die Wassermoleküle so aus, das positive Teilladungen an Anionen haften und negative Teilladungen an Kationen. Durch die Wechselwirkungen zwischen den Wassermolekülen und den lonen, werden die lonen langsam aus dem Gitter gezogen. Dafür muss die Bindungsenergie zwischen den lonen überwunden werden. Diese Energie heißt auch Gitterenergie. Zuletzt werden die gelösten lonen von Wassermolekülen umgeben. Das nennt man die Hydrathülle. Diesen Schritt nennt man auch Hydratation. Hier wird Energie frei. Diese Energie heißt Hydrationsenergie. - - dovolente سمسند مسلمهمه Bindung zwischen Nichtmetallen Bindungspartner teilen sich in einer Einfachbindung ein Elektronenpaar zum erreichen der Edelgaskonfiguration polore Atombindung → kovalente Bindung zwischen ungleichen Atomen ↳ Elektronegativitätsdifferenz <1,7 (>1,7 lonenbindung) ↳ Die Polarität wird mit 8+ (größerer EN-Wert) und S- (kleinerer EN-Wert) angegeben Ist das Molekül auf einer Seite partiell positiv und auf der gegenüberliegenden partiell negativ geladene, dann entsteht ein Dipol (ist ein partiell positiv geladenes Atom in der Mitte zwischen partiell negativ geladenen Atomen, entsteht kein Dipol) unpolare Atombindung (zwischen gleichen Atomen) wenn die (AEN) Elektronegativitätsdifferenz zwischen den Bindungspartnern 0 ist ↳die bindenden Elektronen sind gleichmäßig verteilt Mehrfachbindung sind auch möglich Entstehung: beteiligten Atome tendieren dazu Elektronen aufzunehmen beim Bestreben die Oktettregel zu erfüllen Stellen die beteiligten Atome ein oder mehrere Elektronen zur Verfügung. Elektronenpaar kann von beiden Bindungspartnern genutzt werden + مست ممنه H kovalente Bindung kann zu Molekülen, Atomgittern und komplexen lonen führen zum darstellen wird die Valenzstrichformel verwendet ↳ Formalladungen werden eingetragen wenn die Anzahl der positiven Kernladungen nicht den valenzelektronen entsprechen (Atombindung) Geometrie Bei mindestens 3 Atomen in einem Molekül entsteht ein Bindungswinkel ↳ bestimmt räumliche Ausrichtung Auch die freien Elektronenpaare beeinflussen die Ausrichtung + H freies Elektronenpaar O bindendes Elektronenpaar H Periode 1 F • . 1 1,0079 + . 3 . . · 1 H₁ Wasserstoff Hydrogen ↓ Von oben nach unten sind die Aome in Perioden eingeteilt. Eine Periode hat die selbe Zahl an Schalen. HAUPTGRUPPEN Familien mit ähnlichen Eigenschaften: Alkalimetalle 2 periodensystem Hauptgruppen 3 4 H Li Be Alkalien Erzbildner Halogene /Salzbildner Von links nach recht werden die Valenzelektronen immer eins mehr. ! Außer Helium! Erdalkalimetalle Bor - Aluminium Familie Fr Ra Alkali- Erdalkali- metallelmetalle 5 6 -Ordnungszahl (Protonen im Atomkern + Elektronen) Symbol des Elements Name des Elements Atommasse Metalle 7 Nichtmetalle Stickstoff familie Edelgase Grob kann man aber auch von Metallen und Nichtmetallen unterscheiden. Links Metalle und rechts Nichtmetalle. B C NO F Ne Al Si P S Cl Ar Na Mg K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Cr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Bor- Rf Db Sg Bh Hs Mt ...... ... Gruppe Halbmetalle La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr 8 Nichtmetalle K-Schale He L-Schale M-Schale Zahl der Elektronen- paare Zahl 1 2 3 + 5 6 Anordnung der Elektronenpaare pentagonal- bipyramidal Strichformel 4num Amm oktaedrisch 4- ATHE ●● ما شده 90° 1 90° 90° Winkel 180⁰ 120⁰ 109⁰ 120⁰ / 90⁰ 90⁰ Zahl der bindenden Zahl der nicht-bindenden Elektronenpaare Elektronenpaare linear 2 line ar 6 5 4 Geometrie + trigonal- planar (trigonal-eben) tetraedrisch trigonal- bipyramidal oktaedrisch 3 0 1 2 0 VSEPR - Typ 3. Nichtbindende Elektronenpaare beanspruchen etwas mehr Raum als bindende Elektronenpaare. Dies führt zu einer Verzerrung der Polyeder (siehe Abb. 2). 1. Alle Elektronenpaare der Valenzschale des Zentralatoms X stoßen sich einander ab und ordnen sich im größtmöglichen Abstand zueinander an → balls on a spere" (siehe Abb. 1) 2. Zur Vereinfachung werden Zweifach- und Dreifachbindungen wie Einfachbindungen behandelt. AX2 E 3 AX 6 AX5 E АХч Ег YX-y AX7 y - x Y Molekülgestalt linear oktaedrisch * fe quadratisch- pyramidal quadratisch-planar مساحة pentagonal- bipyramidal س مسمعة محمد المحمد → Weiterentwicklung des Rutherfordschen Atommodell: Atome bestehen aus Atomkern und Atomhülle → Das Bohrsche Atommodell behauptet, dass die Elektronen den Atomkern auf Kreisbahnen mit festem Radius umkreisen. Ein Elektron hat umso mehr Energie in sich gespeichert, desto weiter entfernt seine Flugbahn um den Kern eines Atoms verläuft. 7+ Atomkern Neutrony Proton Schalen -24 1u entspricht 1,66054.10 9 Anzahl der Protonen + Anzahl der Neutronen Masse des Atoms (in u) = DK) L ATOMKERN Der Atomkern ist zentral im Inneren des Atoms. Er ist sehr klein und macht nur 1/10000 des Atoms aus. Er besteht aus Protonen und Neutronen. Protonen sind positiv geladene Teilchen, sie werden auch Kernladungszahl genannt. Neutronen sind ungeladene Teilchen. Der Atomkern macht den größten Teil der Masse aus. Weil die Atommasse so gering ist verwendet man die atomare Masseneinheit u. MIN Isotope sind Atomarten die immer gleich viele Protonen aber unterschiedlich viele Neutronen enthalten → Die Atomare Masse ist dadurch unterschiedlich. ATOMHÜLLE In der Atomhülle befinden sich Elektronen, wie viele ist abhängig von der Protonenanzahl im Kern → Anzahl der Elektronen und Protonen ist gleich, wodurch das Atom insgesamt ungeladen ist, Die Elektronen bewegen sich in verschiedenen Schalen (Abbildung) und werden vom Atomkern angezogen. In jede Schale passt eine bestimmte Anzahl an Elektronen. (Es wird mit 2 für die erste Schale und 8 für die darauffolgenden gerechnet) Valenzelektronen /Außenelektronen sind die Elektronen auf der äußersten Schale, von ihnen hängen die chemischen Eigenschaften eines Atoms ab. ION Ein lon liegt vor wenn die Anzahl der Protonen und Elektronen nicht gleich ist. } Kation → positiv geladenes lon es gibt mehr Protonen (Elektronen wurden abgegeben) Anion → negativ geladenes lon, es gibt mehr Elektronen (Elektronen wurden aufgenommen)

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sowohl als Säure als auch als Base reagieren können heißen Ampholyte 14 Säuden und basen Ammoniak und Chlorwasserstoff N B H (g) + H (g) ≈ H N 1 H / H + ICI Ammoniumchlorid (s) lonenverbindung Wenn lonen aufeinander treffen ziehen sie sich an fest: flüssig: gasförmig: fest تميمي ميمممممم schmelzen gefrieren resublimieren flüssig sublimieren sieden kondensieren gasförmig Volumen und Stoff des Körpers bleiben gleich schwer/nicht verformbar ↳ Festkörper Volumen bleibt gleich, Form ist unbeständig → passt sich dem umgeben den Raum an. ↳ Flüssigkeit Volumenbeständigkeit entfällt → Gas füllt den ihm zur Verfügung stehenden Raum. ↳ Gas schmelzen Eis schmilzt, wenn die Temperatur über 0 °C steigt (= Schmelztemperatur). Diese Wärme ist als Energie notwendig. erstarren Wasser wird zu Eis, wenn die Temperatur unter 0 °C sinkt - Energie wird abgeführt, das Wasser gefriert und dehnt sich aus verdampfen Wasser verdampft, wenn genügend Energie zugeführt wird. Dies passiert, wenn die Temperatur unter Normaldruck 100 °C erreicht (= Siedetemperatur). Das sieht man hervorragend, wenn Wasser in einem Kochtopf erhitzt wird. kondensieren Trifft Wasserdampf auf eine kalte Oberfläche, bilden sich Tropfen - das Wasser wechselt zurück in den flüssigen Zustand. resublimieren Der Aggregatzustand wechselt vom gasförmigen in den festen Zustand, ohne zwischendurch flüssig zu werden. Ein Beispiel dafür ist Raureif (fester Niederschlag), der sich an einem kalten Wintermorgen in der Natur bildet, denn aus dem in der Luft enthaltenen Wasserdampf werden sofort Eiskristalle. sublimieren Das ist der Übergang vom festen in den gasförmigen Aggregatzustand. Ein Beispiel ist Wäsche, die bei Frost draußen trocknet. Das enthaltene Wasser wird zuerst zu Eis und sublimiert dann zu Wasserdampf. So wird die Wäsche im Winter draußen auch trocken! Zahl der Elektronen- paare 2 3 4 5 مممممعمه Anordnung der Elektronenpaare P. 120 f 109.5⁰ 90° 120° فلتسمم Zahl der bindenden Zahl der nicht-bindenden Elektronenpaare Elektronenpaare 2 3 2 J 3 2 LO 5 4 3 0 0 1 0 1 2 0 1 2 VSEPR - Typ AX 2 AX 3 AX ₂ E AX 4 AX 3 E AX₂E2 AX5 AX4E AX 3 E2 Molekülgestalt linear trigonal-planar 120° gewinkelt g tetraedisch 109.5° trigonal-pyramidal gewinkelt trigonal - bipyramidal T-förmig 90° 120° to O- O H3PO4 (Phosphorsäure) 히 H - H 101 H2CO3 (Kohlensäure) -0 H-Ō T T -0-4 - 101 || 10, HCO3 (Hydrogencarbonat) HAOI | P I 101 1 H 1010 (1 10 0 101 ial CO3- (Carbonat-lon) (016 0, H₂SO4 (Schwefelsäure) 1 H H₂O (Wasser) H NH 3 (Ammoniak) H-Ñ -H 6 - H H-O beispiele NH4 (Ammonium-Ion) H 1 NO H 10 H OH (Hydroxidion) O - Brl HBr (Bromwasserstoff) (g) H 03 (Ozon) ₂=0²-8 H H-C | 10 C2H60 (Ethanol/Alkohol) H H H T H- N H HCI (Chlorwasserstoff) (g) H - CTI H Ō NH4+ Cl¯ (Ammoniumchlorid) (s) ↳lonenbindung H H с 1 H H-O H + HNO3 (Salpetersäure) NO 03 H (Oxonium-Ion) +IC [1₁0] St NaOH (Natriumhydroxid) Na -Ō-H Name Nichtmetalloxid Kohlenstoffdioxid Schwefeldioxid Schwefeltrioxid Phosphoroxid Stickstoffdioxid Beispiele Säure HCI NH4+ Ammoniumion H₂O Wasser HCO3 HF Formel CO₂ SO₂ Chlorwasserstoff سمه مسسا سمسمه SO3 P4010 H₂PO4 NO₂ Hydrogencarbonat-lon Fluorwasserstoff H₂ SO 4 Schwefelsäure Name umgekehrt. Säure 1 + Base 2 = Base 1 + Säure 2 Kohlensäure Schweflige Säure Schwefelsäure OH Phosphorsäure and basen Salpetrige Säure Salpetersäure Chlorwasserstoff Bromwasserstoff Chlorid-lon Base (korrespondierende) CI- NH3 Ammoniak Säure Hydroxid-lon созго Carbonat - lon F- korrespondierende / konjugierte Säure - Basen - Paare ↳ Eine Säure die ein Proton aufnimmt wird dadurch zu einer Base und Floridion HSO4 2- HPO4²- Hydrogensulfat-lon Formel H₂CO3 Dihydrogenphospat-lon Hydrogenphosphat-lon H₂SO3 H₂SO4 H3PO4 HNO₂ HNO3 HCI HBr Name Hydrogencarbonat-lon Carbonat-lon Hydrogensulfit-lon Sulfit-lon Hydrogensulfat-lon Sulfat-lon Dihydrogenphosphat-lon Hydrogenphosphat-lon Phosphat-lon Nitrit-lon Nitrat-lon Säurerest-lon Chlorid-lon Bromid-lon Base NH3 Ammoniak Br Bromid-lon H₂O Wasser NO3 Nitrat-lon 52- Sulfidion 3- PO4³- Phosphat-lon Säure NH 4 HBr Formel HCO3™ CO3²- HSO3 2- SO3²- H3O+ HSO4 SO4²- Ammonium-Ion. H₂PO4 HPO4²- PO43- NO₂™ NO3 Cr Br Bromwasserstoff Oxonium-Ion HNO3 Salpetersäure HS Hydrogen sulfid-lon HPO4²- Hydrogenphosphat-lon wichtise be alkalisch: Der Begriff ,,alkalisch“ bezeichnet Lösungen, deren PH-Wert größer als 7 ist. Man spricht hier auch von ,,basisch". Alkalimetalle: Lithium, Natrium, Kalium - Sie färben Flammen verschiedenfarbig. Alkalien: سمعه Oxide der Alkalimetalle; sie bilden mit Wasser ätzende Laugen. Atommasse: Edelgase: Helium, Neon, Argon, Krypton, Xenon, Radon, Ununoctium. Elektronen: Negativ geladenes Teilchen. Eine Größe, die die Masse eines Atoms ausdrückt. Base: Eine Base ist die Grundlage für Lösungen, um deren PH-Wert zu erhöhen. Sie ist das Gegenstück zur Säure und neutralisiert diese. Erzbildner: Sauerstoff, Schwefel, Selen. Erdalkalimetalle: قه Elementfamilien: Alkalimetalle, Alkalien, Erzbildner, Halogene / Salzbildner, Erdalkalimetalle, Bor-Aluminium-Familie, Nichtmetalle, Stickstofffamilie, Edelgase. Beryllium, Magnesium, Strontium, Calcium, Barium. Halogene /Salzbildner: Chlor, Brom, lod, Fluor (Natriumchlorid). Lauge: Als Lauge wird eine alkalische Lösung bezeichnet. Ihr PH-Wert liegt dementsprechend über dem Wert 7. Nichtmetalle: Sauerstoff, Wasserstoff, Kohlenstoff, Stickstoff, Schwefel, Phosphor. Ordnungszahl: Die Elemente im Periodensystem wurden angeordnet und ihnen wurden, je nach Platzierung, Zahlen zugeordnet. Diese Zahlen bezeichnet man als Ordnungszahlen. PH-Wert: Der PH-Wert ist eine Maßeinheit für saure oder alkalische Werte von Lösungen. Protonen: Positiv geladene Teilchen. Sauer: Etwas wird in der Chemie als „sauer“ bezeichnet, wenn der PH-Wert zwischen 0 und 6,5 liegt. Wertigkeit: Die Wertigkeit gibt an, wie viele Wasserstoffatome ein Element an sich binden kann. ionenbinaung - Ist die Bindung zwischen einem Metall und einem Nichtmetall. Die Elektronegativitätsdifferenz muss größer als 1.7 sein Die Elektronegativität ist ein Maß dafür, wie stark ein Element im ungeladenen Zustand fähig ist innerhalb einer chemischen Bindung die Bindungselektronen an sich zu ziehen ↳ Die Elektronegativitätsdifferenz (AEN) berechnet man, indem man die größere Elektronegativität minus die geringere berechnet. Das Metall übergibt dem Nichtmetall ein oder mehrere Elektronen ab, sodass beide Bindungspartner die Edelgaskonfiguration erreichen. Die Elektronenkonfiguration spielt bei der lonenbindung (auch elektrovalente Bindung genannt) eine wichtige Rolle. Atome streben stets an, die besonders stabile Edelgaskonfiguration zu erreichen. Das heißt, sie möchten 8 Elektronen auf der Außenschale haben. Dafür geben sie entweder Elektronen ab oder nehmen welche auf. Wie viele Elektronen sich auf der Außenschale befinden, kannst du durch die Position im Periodensystem herausfinden: die Hauptgruppennummer ist die Anzahl an Elektronen auf der Außenschale, der Valenzelektronen. Du solltest beachten, dass die lonenbindung nur entsteht, wenn die Elektronegativitätsdifferenz größer als 1,7 ist und es sich um ein Metall und ein Nichtmetall handelt. Ansonsten gehen die Atome eine andere chemische Bindungsart ein. VORGANG Bei einem Unterschied in der Elektronegativität EN größer als 1,7 gehen ein Metall und ein Nichtmetall eine ionische Bindung miteinander ein, eine lonenbindung. Durch die starke elektrostatische Anziehung zwischen den Partnern als treibende Kraft, werden ein oder sogar mehrere Elektronen auf den Partner übertragen. Das Metallatom wird zu einem elektropositiv geladenen lon, also einem Kation und das Nichtmetallatom wird zu einem elektronegativ geladenen lon, ein Anion. Da ein postives und ein negatives lon also eine Bindung eingehen, kannst du diese auch heteropolare Bindung nennen. Beim Verdünnen eines Getränkekonzentrat gibt es manchmal keine Anleitung und jeder verdünnt das Konzentrat so, wie es ihm am besten schmeckt. Manchmal gibt es auch genaue Vorschriften, z.B. eine Flaschenkappe des Konzentrats und vier Kappen Wasser; auf einen Tropfen mehr oder weniger kommt es dabei nicht an. Herstellen einer Verdünnungsreihe Beim chemischen Verdünnen muss hingegen sehr exakt gearbeitet werden, um genaue Konzentrationen erzielen zu können. Materialien: Durchführung: x mL Lösung mit bekannter Stoffmenge n. zum Verdünnen Zugegebenes Lösungsmittel y mL y mL yml y mL y mL x mL x ml x mL x mL 1 2 3 4 5 Verdünnungs-Schritt USW. 7 Reagenzgläser, Reagenzglasständer, Messpipette, Salzsäure (c = 0,1") oder Natronlauge (c = 10), Indikator, destilliertes Wasser mol L mol In dem ersten Reagenzglas befinden sich 10 mL Salzsäure der Konzentration c = 0,1 oder 10 mL Natronlauge der Konzentration c = 1 Füllen Sie in jedes weitere Reagenzglas 9 mL destilliertes Wasser. Entnehmen Sie genau 1 mL aus dem ersten Reagenzglas und geben Sie es in das zweite. Vermischen Sie die Lösung gut. Entnehmen Sie dann aus dem zweiten Reagenzglas wieder 1 mL und geben Sie es in das dritte Reagenzglas. Wiederholen Sie den Vorgang, bis sie beim siebten Reagenzglas angekommen sind. Geben Sie nun jeweils drei Tropfen Indikator in jedes Reagenzglas und fotografieren Sie das Ergebnis mit einer Smartphone-Kamera. Laden Sie das Bild mit der passenden Benennung (Angabe der Säure/Lauge und des Indikators) im Forum hoch. Molmasse STOFFMENGE TITRATION 1 Mol= 6,0221023 Ein Mol eines Stoffes haben immer 6,022 1023 Teilchen dieses Stoffes. Achtung: Atommasse Molare Masse ↓ Masse eines Atoms Masse eines Mols einer Atomsorte Im Periodensystem ist die Atommasse in u angegeben, welche man in die molare Masse umrechnen. g Einheit = mol ma (Al) = 27u → M (AL) = 27 mol 3 → 1 mol Al = 27g FORMEL n= titration M Stoffmenge n Masse m molare Masse M с = n = N = NA • n 1 Analyseverfahren C = ? n V 19 M Avogado Konstante [mo] 1u Stoffmenge [mol.] 23 19 = 6·10 u 1mol = 6·10²³ u 1 6,022.1023 Maßlösung (Base mit bekannter Konzentration) C = C= 9 19 = 1mol 19 1mol v(Lösung) 1u Stoffportion Stoffmenge der gelösten - Volumen der Lösung Einheit (mol) → Konzentration von Säure/Base bestimmen ↳ Formelzeichen c Die Säure und Base werden so lang gemischt bis der Indikator zeigt, dass die Lösung neutral ist neutral: n = n Bürette 0 10 ml Indikator Verbrauchte Menge wird abgelesen → Stoffmenge berechnen => Stoffmenge ist gleich, man muss jedoch in mol/L umrechnen Chemische Reaktion bei der Wasserstoffkationen (Protonen) zwischen den Reationspartnern übertragen wird. Es muss Protonendonator & Protonen akzeptor geben. ↳ Protonenakzeptor braucht freies Elektronenpaar CI+ H HCI Base Săure protolvse dreiwertige Säure ↳ Phosphorsäure H3PO4 (S) + H₂O (1) ≥ H3O*(aq) + H₂PO¯ H₂PO4 (aq) + H₂O(l) = H3O+ (aq) + HPO4 ²- HPO (aq) + H₂O(l) ⇒ H3O+ (aq) + PO4³- Protolyse am Beispiel der Salzsäure 1. Die Moleküle Chlorwasserstoff und Wasser befinden in einem größeren räumlichen Abstand zueinander (Bild 5). 2. Die Moleküle nähern sich einander an. Bei räumlicher Nähe kommt die Dipol-Dipol Wechselwirkung zur Geltung und die Moleküle richten sich entsprechend der Partialladungen zueinander aus. Nur bei der hier abgebildeten Anordnung kommt es zu einer chemischen Reaktion (Bild 4). 3. Die beiden Moleküle stoßen aneinander (Stoßtheorie). Das positiv polarisierte Wasserstoffatom des Chlorwasserstoff-Moleküls kommt mit einem der beiden freien Elektronenpaare des Wasser-Moleküls in Kontakt (Bild 2). 4. Das Chlorwasserstoff-Molekül hat sein Proton (H+-lon) auf das Wassermolekül übertragen (Protolyse oder Protonenübertragungsreaktion). Es bilden sich ein Chlorid-lon (Cl-lon) und ein Oxonium-Ion bzw. Hydronium-Ion (H30+-lon) (Bild 1). 5. Nach der Protolyse entfernen sich die gebildeten lonen voneinander (Bild 3). neutralisation Mischt man eine Säure (also eine saure Lösung) mit einer alkalischen Lösung, dann ist zu erwarten, dass die H30*- lonen der Säure mit den OH- lonen der alkalischen Lösung zu Wasser-Molekülen reagieren Die Lösung ist also am Ende neutral H30* (aq) + OH(aq) = 2 H₂0 (1) (Kerngleichung oder Netto-lonengleichung der Neutralisation) Der Vorgang wird deshalb Neutralisation genannt. Die Neutralisation tritt nur dann ein, wenn in den beiden Ausgangslösungen gleich viele H30¹- bzw. OH--lonen enthalten sind Beispiel: Neutralisation von Salzsäure mit Natronlauge HC1 (g) + H₂0 (1) H3O+ (aq) + (1¯(aq) H₂O NaOH (s) Na+ (aq) + OH - (aq) Mischung der beiden Lösungen führt zu: H30+ (aq) +Cl(aq) +Na* (aq) + OH¯(aq) = Na*(aq) + (1 - (aq) + 2 H₂0 (1) (Salzsäure) (Natronlauge) Natriumchlorid-Lösung Eindampfen liefert das Salz NaCl (s) Bei einer Neutralisation entsteht also immer Wasser und ein Salz Die Formel des Salzes kann mit Hilfe der lonenladungszahlen aufgestelt werden, wobei wir am Ende eine neutrale lonenverbindung erhalten müssen. C → Form von Salzkristallen 8- H ionengitter H Anordnung der lonen im festen Zustand regelmäßige räumliche Anordnung von Anionen und Kationen مهممممم مستمر Der Zusammenhang entsteht durch die lonenbindung Haben einen hohen Schmelzpunkt Sind hart und spröde Die Verbindung Ider Kristall zerbricht, wenn das Gitter verschoben wird und gleiche Ladung aufeinander trifft. Ist im gelösten/flüssigen Zustand leitfähig ngang von Salze solzen Wassermoleküle sind Dipole, das heißt, sie besitzen positive und negative Partialladungen (8). Diese entstehen durch die unterschiedlichen Elektronegativitäten der Atome. Salze bestehen aus lonen, welche in einem lonengitter angeordnet sind. Das heißt sie setzen sich aus positiv geladenen Kationen und negativ geladenen Anionen zusammen. Gibt man Salzkristalle in Wasser, richten sich die Wassermoleküle so aus, das positive Teilladungen an Anionen haften und negative Teilladungen an Kationen. Durch die Wechselwirkungen zwischen den Wassermolekülen und den lonen, werden die lonen langsam aus dem Gitter gezogen. Dafür muss die Bindungsenergie zwischen den lonen überwunden werden. Diese Energie heißt auch Gitterenergie. Zuletzt werden die gelösten lonen von Wassermolekülen umgeben. Das nennt man die Hydrathülle. Diesen Schritt nennt man auch Hydratation. Hier wird Energie frei. Diese Energie heißt Hydrationsenergie. - - dovolente سمسند مسلمهمه Bindung zwischen Nichtmetallen Bindungspartner teilen sich in einer Einfachbindung ein Elektronenpaar zum erreichen der Edelgaskonfiguration polore Atombindung → kovalente Bindung zwischen ungleichen Atomen ↳ Elektronegativitätsdifferenz <1,7 (>1,7 lonenbindung) ↳ Die Polarität wird mit 8+ (größerer EN-Wert) und S- (kleinerer EN-Wert) angegeben Ist das Molekül auf einer Seite partiell positiv und auf der gegenüberliegenden partiell negativ geladene, dann entsteht ein Dipol (ist ein partiell positiv geladenes Atom in der Mitte zwischen partiell negativ geladenen Atomen, entsteht kein Dipol) unpolare Atombindung (zwischen gleichen Atomen) wenn die (AEN) Elektronegativitätsdifferenz zwischen den Bindungspartnern 0 ist ↳die bindenden Elektronen sind gleichmäßig verteilt Mehrfachbindung sind auch möglich Entstehung: beteiligten Atome tendieren dazu Elektronen aufzunehmen beim Bestreben die Oktettregel zu erfüllen Stellen die beteiligten Atome ein oder mehrere Elektronen zur Verfügung. Elektronenpaar kann von beiden Bindungspartnern genutzt werden + مست ممنه H kovalente Bindung kann zu Molekülen, Atomgittern und komplexen lonen führen zum darstellen wird die Valenzstrichformel verwendet ↳ Formalladungen werden eingetragen wenn die Anzahl der positiven Kernladungen nicht den valenzelektronen entsprechen (Atombindung) Geometrie Bei mindestens 3 Atomen in einem Molekül entsteht ein Bindungswinkel ↳ bestimmt räumliche Ausrichtung Auch die freien Elektronenpaare beeinflussen die Ausrichtung + H freies Elektronenpaar O bindendes Elektronenpaar H Periode 1 F • . 1 1,0079 + . 3 . . · 1 H₁ Wasserstoff Hydrogen ↓ Von oben nach unten sind die Aome in Perioden eingeteilt. Eine Periode hat die selbe Zahl an Schalen. HAUPTGRUPPEN Familien mit ähnlichen Eigenschaften: Alkalimetalle 2 periodensystem Hauptgruppen 3 4 H Li Be Alkalien Erzbildner Halogene /Salzbildner Von links nach recht werden die Valenzelektronen immer eins mehr. ! Außer Helium! Erdalkalimetalle Bor - Aluminium Familie Fr Ra Alkali- Erdalkali- metallelmetalle 5 6 -Ordnungszahl (Protonen im Atomkern + Elektronen) Symbol des Elements Name des Elements Atommasse Metalle 7 Nichtmetalle Stickstoff familie Edelgase Grob kann man aber auch von Metallen und Nichtmetallen unterscheiden. Links Metalle und rechts Nichtmetalle. B C NO F Ne Al Si P S Cl Ar Na Mg K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Cr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Bor- Rf Db Sg Bh Hs Mt ...... ... Gruppe Halbmetalle La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr 8 Nichtmetalle K-Schale He L-Schale M-Schale Zahl der Elektronen- paare Zahl 1 2 3 + 5 6 Anordnung der Elektronenpaare pentagonal- bipyramidal Strichformel 4num Amm oktaedrisch 4- ATHE ●● ما شده 90° 1 90° 90° Winkel 180⁰ 120⁰ 109⁰ 120⁰ / 90⁰ 90⁰ Zahl der bindenden Zahl der nicht-bindenden Elektronenpaare Elektronenpaare linear 2 line ar 6 5 4 Geometrie + trigonal- planar (trigonal-eben) tetraedrisch trigonal- bipyramidal oktaedrisch 3 0 1 2 0 VSEPR - Typ 3. Nichtbindende Elektronenpaare beanspruchen etwas mehr Raum als bindende Elektronenpaare. Dies führt zu einer Verzerrung der Polyeder (siehe Abb. 2). 1. Alle Elektronenpaare der Valenzschale des Zentralatoms X stoßen sich einander ab und ordnen sich im größtmöglichen Abstand zueinander an → balls on a spere" (siehe Abb. 1) 2. Zur Vereinfachung werden Zweifach- und Dreifachbindungen wie Einfachbindungen behandelt. AX2 E 3 AX 6 AX5 E АХч Ег YX-y AX7 y - x Y Molekülgestalt linear oktaedrisch * fe quadratisch- pyramidal quadratisch-planar مساحة pentagonal- bipyramidal س مسمعة محمد المحمد → Weiterentwicklung des Rutherfordschen Atommodell: Atome bestehen aus Atomkern und Atomhülle → Das Bohrsche Atommodell behauptet, dass die Elektronen den Atomkern auf Kreisbahnen mit festem Radius umkreisen. Ein Elektron hat umso mehr Energie in sich gespeichert, desto weiter entfernt seine Flugbahn um den Kern eines Atoms verläuft. 7+ Atomkern Neutrony Proton Schalen -24 1u entspricht 1,66054.10 9 Anzahl der Protonen + Anzahl der Neutronen Masse des Atoms (in u) = DK) L ATOMKERN Der Atomkern ist zentral im Inneren des Atoms. Er ist sehr klein und macht nur 1/10000 des Atoms aus. Er besteht aus Protonen und Neutronen. Protonen sind positiv geladene Teilchen, sie werden auch Kernladungszahl genannt. Neutronen sind ungeladene Teilchen. Der Atomkern macht den größten Teil der Masse aus. Weil die Atommasse so gering ist verwendet man die atomare Masseneinheit u. MIN Isotope sind Atomarten die immer gleich viele Protonen aber unterschiedlich viele Neutronen enthalten → Die Atomare Masse ist dadurch unterschiedlich. ATOMHÜLLE In der Atomhülle befinden sich Elektronen, wie viele ist abhängig von der Protonenanzahl im Kern → Anzahl der Elektronen und Protonen ist gleich, wodurch das Atom insgesamt ungeladen ist, Die Elektronen bewegen sich in verschiedenen Schalen (Abbildung) und werden vom Atomkern angezogen. In jede Schale passt eine bestimmte Anzahl an Elektronen. (Es wird mit 2 für die erste Schale und 8 für die darauffolgenden gerechnet) Valenzelektronen /Außenelektronen sind die Elektronen auf der äußersten Schale, von ihnen hängen die chemischen Eigenschaften eines Atoms ab. ION Ein lon liegt vor wenn die Anzahl der Protonen und Elektronen nicht gleich ist. } Kation → positiv geladenes lon es gibt mehr Protonen (Elektronen wurden abgegeben) Anion → negativ geladenes lon, es gibt mehr Elektronen (Elektronen wurden aufgenommen)