Allgemeine und Anorganische Chemie

Bei chemischen Reaktionen werden Atome verbunden oder getrennt. Dabei werden nie Atome zerstört oder neu gebildet.

Ein Element ist ein Reinstoff, der in keine einfacheren Stoffe zerlegt werden kann.

Eine Verbindung entsteht durch das Zusammenfpgen von Elementen.

Elemente und Verbindungen sind reine Stoffe (z.B. reiner Wasserstoff, Sauerstoff, reines destilliertes Wasser)

Gemische bestehen aus mehreren reinen Stoffen in wechselndem Mengenverhältnis?

Homogenes G.: Lösubgen, Legierungen

Heterogene G.: Granit

-1,6 × 10^-19 C

• Elektronen

• Protonen

• Neutronen

Störung des chemischen Gleichgewichts durch:

1. Temperaturerhöhung —> Bevorzugung endothermer Teilreaktion (Verbrauch zugeführten Wärme)

2. Temperatursenkung --> Verstärkung exothermer Reaktion (Bildung entzogener Wärme)

3. Druckerhöhung bei Gasreaktion --> GGW-Verschiebung auf Seite geringerer Teilchenzahl

4. Drucksenkung bei Gasreaktion --> Drucksteigerung im System durch Bildung Komponenten größeren Volumens

5. Konzentrationserhöhung eines Stoffes —> Abreaktion zugegebenen Stoffes (Konzentrationssenkung dieses Stoffes)

6. Konzentrationssenkung eines Stoffes —> Verstörkung Teil-Rk, die diesen Stoff herstellt (Konzentrationssteigerung entzogenen Stoffes durch dessen Bildung)

Wenn es mehr Neutronen besitzt

(Protonen können besser abgeschirmt werden)

Isotope sind Atome gleicher Ordnungszahl, aber unterschiedlicher Massenzahl!

Ist die Anzahl der Atome, in 12g Kohlenstoff des Isotops 12/6C

Anzahl= 6,02214× 10^23 1/Mol (Avogadro-Konstante oder Loschmidtsche Zahl)

• Elektronen umrunden positiven Kern

• Fliehkraft = elektrische Anziehungskraft

Postulate:

• Nur definierte Bahnen erlaubt Hauptquantenzahl n=1,2,…)

• Elektronen bewegen sich strahlungsfrei

• Bahnänderung: Energieänderung = Sprung von einem auf ein anderes Energieniveau

• S-Orbital: kugelig

• P-Orbital: hantelförmig

• D-Orbital: rosetten-förmig

--> 4 Quantenzahlen

1. n: Hauptquantenzahl - beschreibt Energiezustand Elektrons

2. l: Nebenquantenzahl - beschreibt Elektronen-Unterschale(s-,p-,d-,f-)

3. ml: Magbetquantenzahl - beschreibt Elektronenorbital innerhalb Unterschale

4. ms: Spinquantenzahl - beschreibt Eichtung der Elektronendrehrichtung

Elektronen eines Atoms können NICHT in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen, d.h. zwei Elekteonen können zu einem Zeitpunkt NICHT die gleichen Kernzustönde einnehmen.

Orbitale einer Unterschale werden so besetzt, dass die Zahl der Elektronen mit gleicher Spin-Rochtung maximal wird.

Stehen mehrere Orbitale mit gleicher Energie zur Verfügung, werden diese einzeln mit parallelen Spin besetzt.

Außenschale ist voll besetzt.

(Elemente geben gerne Elektronen auf Außenschale ab um Edelgaszustand zu erreichen)

Zunächst wird die Schale mit der niedrigsten Energie besetzt.

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p

Sauerstoff 21%

Stickstoff 78%

Rest 1%

• Atmosphäre ist weitgehend transparent für kurzweilige Strahlung von der Sonne ausgehend

• Wenig transparent für langweilige Infrarotstrahlung, die von warmer Erdoberfläche und erwärmten Luft emittiert wird

• Elektronen springen dabei in höhere Schale und wieder zurück —> Energie wird kn alle Richtungen abgegeben

• Intramolekular : Ionenbindung, polare Bindung, Atombindung

• Intermolekular: Wasserstoffbrücken, Dipol-Dipol-Kräfte, Van der Vaals Kräfte

EN ist das Bestreben eines Atoms, Elektronen an sich zu ziehen.

(Atome streben nach Edelgaskonfiguration)

Elemente links im PS niedrige EN

Große Zahl —> nehmen Elektronen auf (Anion - negative Ladung)

Kleine Zahl --> geben Elektronen ab (Kation - positiveLadung)

Umso höher die EN umso stärker ist diese, Bindung mit Ioncharakter (ab 1,8)

• Relativ schwach und kurze Reichweite

• Kommen typischerweise vor in:

  Kohlenwasserstoffen

  Kunststoffen

  Tensidfilmen

  Flüssigen oder festen Edelgasen

• Räumlich getrennte Ladungen innerhalb eines Moleküls ergibt Dipolmoment

• Durch geeignete Anordnung wird ein energetisch günstigere Zustand eingenommen

• Dipole können Ionen einlagern

• Besonders starke Dipol-Dipol-Wechselwirkungen

• Wasserstoff und stark negatives Element (meist O)

• Moleküle höngen stärker zusammen

• Verantwortlich für hohen Siedepunkt von Wasser

• Einfache Moeellvorstellung: “Elektronengas” umgibt positive Atomrümpfe

• Die Elektronen sind frei beweglich

• T erhöht: elektrischer Widerstand in Metallen steigt wegen vermehrten Kollisionen zwischen Elektronen und Atomrümpfen

Es existiert eine energetisch verbotene Zone (Lücke)

Diese ist zu groß, um von thermischen Elektronen überwunden zu werden

Hier ist die Bandlücke kleiner, so dass mit steigender Temperatur Elektronen vom Valenzband in das Leitungsband gehoben werden können

• Chemische Reaktionen sind im Prinzip umkehrbar

• Nachdem die Edukte (links) teilweise zu Produkten (rechts) umgesetzt wurden, treten Rückreaktionen auf

• Vollständige Umsetzung ist nicht möglich

• Reaktion verläuft nur bis zum dynamischen Gleichgewicht

Überlegungen:

v für Hinreaktion anfangs maximal

Produktbildung --> v für Rückreaktion wächst

Hin- und Rückreaktion gleich --> Gleichgewicht erreicht

(Dynamisch --> Reaktion stoppt nie)

Die kleinen Buchstaben sind hierbei die stöchiometrischen Konstanten

Das Löslichkeitsprodukt ist ein Maß für die Löslichkeit eines Salzes

Die Konzentration von Festkörpern in Lösungen wird auf 1 gesetzt.

In gesättigten Lösungen ergeben die multiplizieren Konzentrationen das Löslichkeitsprodukt

Reduktion und Oxidation sind immer in einer Reaktion miteinander gekoppelt!

Anzahl aufgenommene = Anzahl abgegebenrt Elektronen

Reduktion: Elektronen werden aufgenommen = Verringerung der Oxidationszahl (Aufnehmer = Akzeptor)

Oxidation: Elektronen werden abgegeben = Erhöhjng der OZ (Abgeber = Donator)

a) 0

b) identisch Ionenladung

c) Ladung des Ions (ungeraden = 0)

d) -I

e) -II

f) +I

Eine Redoxreaktion, bei der ein Element gleichzeitig oxidiert und reduziert wird und aus einem Element in einer Verbindung zwei Produkte entstehen!

Eine Redoxreaktion, bei der zwei Verbindungen eines Atoms unter Bildung von einem Produkt (=eine On) reagieren, wiederum unter Oxidation und Reduktion des gleichen Elements!

Wandeln chemische Reaktionsenergie in elektrische Energie un

Ein Stromschlüssel (Salzbrücke) sorgt für Ladungsausgleich

Umkehrprozess vom galvanisches Element

Reaktionsenergie aus chemischer Reaktion wird als elektrische Energie bereitgestellt

Die umgesetzte Stoffmenge n während eines Elektrolysevorganges steht mit der eingebrachten Ladungsmenge Q in folgendem Zusammenhang:

• Schutz aus Metall (edlerem = negatives Potenzial)

• Anorganischen Verbindung als Schutzschicht

• Organische Schutzüberzüge (Lack)

• Kathodischer Korrosionsschutz ( unedleres Metall)

• Opferanode

• Fremdspannung

Säure: Eine Säure ist eine Substanz, die unter Bildung von H3O+ Ionen dissoziiert, wenn sie in Wasser gelöst wird .

Base: Eine Base ist eine Substanz, die Hydroxid-Ionen (OH-) enthält oder beim Lösen in Wasser hydratisierte OH- Ionen bildet

--> die Reaktion zwischen Säure und Base heißt Neutralisation

Säure: Eine Säure ist eine Substanz, die Protonen abgeben kann, sie ist ein Protonendonator

Die Säurestärke ist die Tendenz Protonen abzugeben

Base: Eine Basr kann Protonen aufnehmen, sie ist ein Protonenakzeptor

Die Basenstärke ist die Tendenz, Protonen aufzunehmen

--> eine Säure-Base-Reaktion ist eine Übergabe von Protonen der Säure an die Base ( Säure 1 wird zu Base 1, Base 2 wird zu Säure 2)

Paare, die durch Aufnahme und Abgabe von Protonen zusammengehören.

Je stärker eine Säure, desto schwächer ihre konjugierte Base

Beispiele: Säure —> Base

HClO4 —> ClO4-

Hl—> Cl-

HNO3 --> NO3-

H3O+ --> H2O

H2O --> OH-

Wasser ist eine Säure und eine Base:

Wasser unterliegt einer Autoprotolyse

In reinem Wasser entstehen H+ und OH- Ionen zu gleichen Teilchen

Der pH-Wert ist ein Maß für den sauren und basischen Charakter einer wässrigen Lösung.

Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der Wasserstoffionenkonzentration:

Der pOH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der Hydroxid-Ionenkonzentration:

Umso höher der Wert (10^0) umso basischer bei 10^-14 sauer

Löst man schwache Säuren in Wasser, dissoziieren sie nur unvollständig.

(Essigsäure dissoziiert nur schwach)

Base + Säure =! 14

Über den Ks-Wert ( Säure-Dissoziationswert)

Oder über den pKs-Wert:

Grundsätzlich für Säuren:

Äquipotenzialpunkt: Punkt während der Titration, an dem äquivalente Mengen der Reaktanden zusammengegeben wurden:

Die Stoffmenge n (mol) von Säure und Base ist gleich.

Neutralpunkt: Der Neutralpunkt einer Lösung ist immer bei PH =7 auf der Titrationskurve zu finden.

Folglich heißt “neutralisieren” bis zum Neutralpunkt zitieren.

Einprotonig:

• Salzsäure (stark)

• Salpetersäure (stark)

• Essigsäure (schwach)

• Salpetrige Säure (schwach)

Mehrprotonig:

• Schwefelsäure (stark)

• Kohlensäure (schwach)

• Phosphorsäure (schwach)

1. Alkalimetalle

2. Erdalkalimetalle

3. Erdmetalle

4. Kohlenstoffgruppe

5. Stickstoffgruppe

6. Sauerstoffgruppe

7. Halogene

8. Edelgase