Begriffe

• Atome: Kleinsten Teilchen, haben Kern (mit Protonen & Neutronen) und Atomhülle (Elektronen), Tendenz sich mit andern Atomen zu verbinden

• Moleküle: Gebilde/ Struktur aus mehreren Atomen, weisen alle chemischen Eigenschaften eines Stoffes auf

• Element: alle Molekühle eines Stoffes bestehen aus nur einer einzigen Atomart (O2, N2, Fe)

• Verbindung: Atome unterschiedlicher Art verbinden sich zu bestimmten Molekühlen (H2O, H2SO4, CaCO3)

• Reinstoff: Ein Stoff aus gleichen Molekühlen, kann entweder ein Element oder Verbindung sein

• Gemisch (Mischung, Lösung): Stoff aus verschiedenen Molekühlen

• Atomkern: Neutronen und Protonen (= Nukleonen), beide ungefähr gleiche Masse, große von Stecknadel, positive Ladung im Kern, 1-100 Protonen (= positive Ladungen) möglich

• Atomhülle: Elektronen, negativ geladen, deutlich leichter (1/1800 der Masse eines Protons), Spielfeld und Sitzplätze mit Elektronen

• Elektronen in der Hülle und positive gelandene Kern ziehen sich an

Anzahl der Protonen (=Ladungen) in einem Atomkern

• gibt die Anzahl der Protonen und Neutronen an

• Kerne mit der gleichen Ordnungszhal (Protonenzahl) können verschiedene Massezahlen besitzen, weil unterschiedlich Menge an Neutronen

• Atomkerne des gleichen Elements mit verschiedner Massezahl

  Beispiele:

  • Kohlenstoffatome mit 7 oder 8 Neutronen, anstatt von 6, diese haben dann eine Massezahl von 13 oder 14, anstatt 12 (Protonenzahl = 6)

    • 13C und 14C

  • Wasserstoff Isotope

    • 1H, 2H, 3H

• beliebige Kerne verschiedener Elemente

• Nuklid ist einfach die Bezeichnung für irgendeine Sorte Kern, der durch Ordnungs- und Massezahl eindeutig definiert ist

• z.B. 3H, 14C, 16O

• Kräfte die Protonen und Neutronen im Atomkern zusammenhalten

• Anordnung & Struktur von Protonen und Neutronen kann ungünstig sein = Kern bestrebst Anordnung zu ändern, um stabilere Form zu erzeugen

• instabiler Nuklide = radioaktiv

• Freigewordenen Energie die Kern verlässt, wenn dieser Anordung/ Strukrur von Protonen und Neutronen verändert

• Energie als radioaktive Strahlung nachweisbar

• Instabiler Nuklide = radioaktiv

• Strahlung von instabilen Nukliden werden in 3 Gruppen eingeteilt: Alpha-, Beta- und Gamma-Strahlen

• nach Alpha-Zerfall hat neu entstandener Kern, 2 Neutronen und 2 Protonen weniger (Ordnungszahl um 2 geringer, Massezahl um 4 geringer als ursprüngliche Nuklid)

• Neu entstandener Kern steht im Periodensystem zwei Positionen weiter links

• Alpha Strahlen = Flugzeug im Wald (Bleibt schnell stecken und gibt gesamte Bewegungsenergie sofort ab), Hat viel Energie, gibt die selber schnell ab und bleibt sofort stecken, wenn sie auf Materie trifft, leicht aufzuhalten (Blatt papier)

• Natürlich vorkommende Alpha- Strahlung bei Uran- und Radium-Isotopen

• Im Kern zerfällt ein Neutron in ein Protonen, Elektronen wird aus dem Kern ausgestoßen

• Gleiche Massezahl aber eine positive Ladung mehr als vorher, weil ein Neutron weniger und ein Proton mehr

• Neuer Kern rückt im Periodensystem und eine Stelle nach rechts

• Natürlich vorkommende Beta Strahlung: Radioisotopen (Radio-Carbon-Methode)

• Beta-Strahlen = Fußball im Wald (wird ein Stück in den Wald eindringen, an einem Baum auf den andern auftreffen), Gibt energie portionsweise und langsam ab, Glasplatte als Schutz

• bestehen aus elektromagnetische Energie (Photonen)

• oft Nebenprodukt eines Alpha- oder Beta-Zerfalls

• Gamma-Strahlen = Gewehrkugel, die in den Wald hinein geschossen wird (kommt am weitesten durch den Wald), geben Energien und zögern ab, braucht dicke Schicht Blei oder anderem schwere Metall, um abzuschwächen

• bei Schilddrüsen-Szintigraphie verwendet

• beschreibt den Unterschied zwischen der Masse eines Atomkerns und der Summe der Massen seiner einzelnen Bestandteile (Protonen und Neutronen). Die Masse eines Atomkerns ist tatsächlich geringer als die Summe der Massen seiner einzelnen Protonen und Neutronen, wenn diese separat gemessen werden.

• Diese Differenz nennt man Massendefekt

• Weil beim Zusammenfügen der Protonen und Neutronen zu einem Atomkern Energie frei wird (Bindungsenergie)

• Kerne von mittlerer Größe = am stabilsten

• zwei große Kerne zu zwei mittleren Kernteilen, um Energie bei der Kernspaltung und zu machen (massendefekt)

• Atombombe, Kernreaktor

• zwei sehr kleine Kerne miteinander zu einem größeren verschmelzen

• Wasserstoffbombe, Sonne

• die tatsächliche Masse eines einzelnen Atoms, gemessen in kg oder g

• Sie ist winzig, zum Beispiel hat ein Wasserstoffatom eine Masse von etwa 1,67 \times 10^{-27} kg

• Daher wird öfter die relative Atommasse verwendet

• eine Verhältniszahl (also ohne Einheit)

• gibt an, wie viel schwerer ein Atom ist im Vergleich zu einem anderen, Massenzahl wird verwendet

• Zum Beispiel: Bestimmte Anzahl Kohlenstoffatome ist 12 mal schwerer als die gleiche Anzahl Wasserstoffatome (Kohlenstoff = Mr = 12 , Wasserstoff = Mr =1)

• Kohlenstoffisotop 12C wird als Basiswert verwendet:

• relative Atommasse: gibt an, um wie viel ein Atom schwerer ist als 1/12 des Kohlenstoff- isotop 12C

• Um Gewichtsangaben für chemische Berechnungen zu haben = würde man errechnen, wie viele Atome von z.B. Wasserstoff (Mr = 1) benötigt wären, dass deren Masse zusammen 1 g ergibt

• H (Wasserstoff) = 1

• C (Kohlenstoff) = 12

• N (Stickstoff) = 14

• O (Sauerstoff) = 16

• erste Theorie zum Aufbau der Elektronenhülle

• Elektronen sitzen auf dünnen Schalen

• Erste Schale, maximal zwei Elektronen, die folgenden Schalen können 8, 18, 32, 50 usw. Elektronen aufnehmen

• z = 2 n(hoch)2

• je weiter innen (näher am Kern) die Schale ist, in dem Elektron sitzt, desto niedriger ist diesen Energie

• die Elektronen der äußersten, nur teilweise besetzten Schale

• Elektronen in der äußersten Schale neigen dazu am Kontaktfreundlichsten/ Unternehmungslustig zu sein = dieses Elektronen bestimmt die chemische Eigenschaft des Atom

• Elemente, die wegen der gleichen Anzahl von Valenzelektronen verwandte chemische Eigenschaften haben stehen im Periodensystem untereinander = Gruppen

• Wasserstoff (H) steht über erster Gruppe, kann keine Gruppe richtig zugeordnet werden

• besitzen eine unterschiedliche Zahl von Elektronen (e-) in einer inneren Schale und 2 e- in der äußersten

• 10 Elemente, die bereits zwei Elektronen in der vierten Schale haben, also neue Schale starten, bevor dritte Schale voll/ komplett ist

• I. Hauptgruppe = Alkali-Metalle

• II. Hauptgruppe = Erdalkali-Metalle

• VII. Hauptgruppe = Halogene

• VIII. Hauptgruppe = Edelgas

• Atome (oder Verband von Atomen) die entweder zu viele oder zu wenige negative Ladung im Vergleich zur positiven Ladungen des Kerns hat und auf diese Weise nach außen Ladung zeigen

• Ionen: Teilchen, die eine Ladung zeigen

• Gegenteil: neutrales Atom = gleich viele Elektronen in Hülle wie Proton im Kern

• Kationen: positiv geladen (zu wenig Elektronen)

• Anionen: negativ geladene Atome (Elektronenüberschuss), bei Bildung eines Anions wird Energie an die Umgebung abgegeben, geht verloren = Negativ vorzeichen

• Energie, die gebraucht wird, um aus einem Atom oder Ion das am wenigsten festgebundene Elektronen zu entfernen

• Grundsätzlich sind einzelne Elektronen (Valenzelektronen) schwächer gebunden als Elektronen in gefüllter Schale = leichter zu entfernen (deshalb von links nach rechts Energie steigend)

• Energie, die frei wird, wenn ein Elektron aufgenommen wird

• Besonders Atom, rechts im Periodensystem nehmen gerne Elektronen auf

• Größen Veränderung bei der Umwandlung eines Atomen in ein Ion

• Größere Atome = mehr Schalen von Elektronen besetz

92 Protonen (alle drei) und 142 oder 143 oder 146 Neutronen

(Aus dem Periodensystem die Ordnungszahl ablesen = Zahl der Protonen relative Atommasse - Zahl der Protonen = Zahl der Neutronen)

Im Periodensystem die Ordnungszahl für Neptunium und Plutonium heraussuchen

Np: 93 Protonen und 146 Neutronen, Pu: 94 Protonen und 145 Neutronen

• je weiter rechts und oben im Periodensystem = die typischen Nichtmetalle

• Besonders rechts und oben im Periodensystem: Gase

Nichtmetalle haben Ionisierungsenergie größer als 10 eV.

• Edelgase besitzen alle vollständig gefüllte Elektronenschalen, diese sind besonders stabil (2 Elektronen in der ersten, 8 in der zweiten Schale)

• Edelgase sind deshalb besonders reaktionträge

• (Elektronen sind sehr zufrieden mit ihrem Schicksal und wollen auch nichts daran ändern) sie besitzen den Idealzustand = Edelgas-Konfiguration

• in der Natur sind Edelgase immer einatomige moleküle, Keine Lust verbindungen einzugehen, da bereits Edelgas – Konfiguration

Die Atome wollen möglichst 8 Elektronen in der äußersten Schale haben. Dafür sind sie bereit, sich mit anderen Atomen abzustimmen – es kommt zu chemischen Bindungen

• Chemische Bindungen entstehen, wenn sich zwei oder mehr Atome annähern und ihre Elektronen gemeinsam einen energieärmeren Zustand erreichen.

• Damit dieser Zustand stabil bleibt, müssen die Atome nahe beieinander bleiben.

• Atom aus der linken Hälfte des Periodensystem gibt relativ leicht Elektronen ab (Natrium - 1 Valenzelektron), Atom aus der rechten Hälfte ist bestrebt Elektronen aufzunehmen (Chlor - 7 Valenzelektronen)

• Eins übernimmt Elektron eins gibt ab = beide werden zu Ionen

  Na+ - Ion (Kation)

  Cl- - Ion (Anion)

  es entsteht Kochsalz NaCl

• Entstandene Ionen müssen zusammen bleiben, da ihre Ladung sich gegenseitig anzieht (Ionengitter)

• Das Ionen Gitter bewirkt das Salze, wie NaCl als Festkörper in Form von Kristallen vorkommen

• die entstandenen Ionenverbindungen können sich nicht beliebig weit voneinander entfernen, bleiben beisammen, dabei entsteht eine gleichmäßige Struktur = ein Iongitter

• Zum Beispiel Festes Kochsalz: Stehen immer abwechselnd Kationen (Na+) und Anionen (CL –) nebeneinander, Ladungen gleichen sich aus

• Nichtmetalle können die stabile Edelgaskonfiguration erreichen, indem sie Elektronenpaare teilen; diese Art der Verbindung nennt man Atombindung oder kovalente Bindung

• Zum Beispiel verbinden sich zwei Chloratome (jeweils mit 7 Valenzeelektronen), indem sie je ein Elektron teilen, sodass ein gemeinsames Elektronenpaar beide Atome zusammenhält. (2 e- werden als Strich notiert)

• Metalle (links im Periodensystem) müssen ihre Valenzelektronen abgeben, um die (nächst niedrigere) Edelgas-Konfiguration zu erreichen (setzen das Elektron einfach frei) zurück bleiben positiv geladene Kationen, bilden Metallgitter

• Die freigesetzten Elektronen bewegen sich dann frei zwischen den zurückgebliebenen Kationen im Metallgitter

• Metalle bestehen aus gleichen Atomen, die ein Metallgitter bilden. Dadurch sind sie relativ weich und biegsam, da Schichten im Gitter verschoben werden können, ohne die Struktur zu zerstören.

• “Harte Metalle” sind Legierungen, also Mischungen aus verschiedenen Elementen, z.B. Stahl (Eisen + Kohlenstoff) oder Bronze (Kupfer + Zinn). Hier verhindern ungleiche Atome die Verschiebung der Schichten, was sie härter macht.

• in Verbindungen zwischen verschiedenen Nichtmetallen (Elementen) werden oft die Bindungselektronen von einem Partner stärker angezogen

• z.B.: Wasserstoff und Chlor; Chlor zieht beide Elektronen stärker zu sich, Dadurch Ladungsverschiebung, Bindung wird asymmetrisch (sie wird polarisiert), chlor negativer geladen, Wasserstoff positiver geladen (Delta+/ Delta–)

• Ladungen in einem Molekül, daher ungleichmäßig

• Elektronegativität: die Fähigkeit eines Atom in einer kovalenten Bindung, die Elektronen an sich zu ziehen (ein Schätzwert)

• In einer Bindung sind die Elektronen immer näher bei dem Atom, dass die höhere Elektronegativität aufweist

• Verbindungen von Atomen mit gleicher Elektronegativität = symmetrische Bindung

• um Vorhersagen zu können, welcher Partner die Elektronen stärker an sich zieht, hat man die Elektronegativität-Skala aufgestellt

• Ein Dipol ist ein Molekül, bei dem die Ladungen ungleich verteilt sind (eine Seite des Moleküls leicht negativ und die andere leicht positiv geladen)

• Diese Ladungstrennung entsteht, wenn die Atome im Molekül unterschiedliche Elektronegativitäten haben (Unterschiedlich stark an den Elektronen ziehen)

• Beispiel für Dipol = Wasser: Das Sauerstoffatom (6 Elektronen) zieht die Elektronen stärker an als die Wasserstoffatome (1 Elektron), wodurch das Molekül an einer Seite negativ und an der anderen positiv geladen ist.

• Eine koordinative Bindung ist eine spezielle Form der chemischen Bindung, bei der 1 Atom beide Elektronen für die Bindung bereitstellt, während das andere Atom diese annimmt. Anders als bei der normalen kovalenten Bindung (wo beide Bindungspartner ein Elektronen zur Verfügung)

• Ein Beispiel ist das Ammoniakmolekül (NH₃), das ein Elektronenpaar an ein Proton (H⁺) abgibt, um ein Ammonium-Ion (NH₄⁺) zu bilden

• Verbindungen mit mehreren koordinativen Bindungen

Beispiel: Silberchlorid (AgCl) - normales Salz, eine Ionenverbindungen aus Silber und Chlorid

• Silber (Übergangselement) neben außen Schalen können auch tiefere weiter aufgefüllt werden

• Fügt man 2 Ammoniak-Moleküle (NH₃) hinzu, entstehen koordinative Bindungen, und es bildet sich ein Komplex = Liganden

• Koordinative Bindungen als Pfeil dargestellt

• Das Atom oder Ion, dass die Elektronenpaare in Koordinative Bindung aufgenommen hat

• Zentralatome sind oft Metalle, besonders Übergangsmetalle

• ein Atome, Moleküle oder Ionen, die (meistens) ein freies Elektronenpaar besitzen

• Quasi die Lieferanten für die Elektropaare

• Zum Beispiel: Wasser, Ammoniak, Kohlenmonoxid, aber auch Anionen wie Chlorid, Cyanid usw.

• gibt an, wie viele koordinative Bindungen im Komplex vorkommen

• die Zahl der Plätze, die von einem Zentralatom für freie Elektronenpaare zur Verfügung gestellt werden

• Wasserstoff bildet eine Brücke zwischen zwei Molekülen

• Voraussetzungen für das Atom zu dem diese Brücke ausgebildet werden soll:

  1. es muss ein freies Elektronenpaar besitzen

  2. Es sollte eine negative Teilladung haben (also Teil eines Dipoles sein)

  3. Es muss klein sein, da die Beziehung zum Wasserstoff nicht weit reicht

• Wasserstoffbrücken werden daher (fast) ausschließlich zwischen den Elementen F, O und N gebildet

• Wasserstoffbrücken nehmen ein zwischenstellung zwischen den Atomverbindungen und den besprochenen Bindungen zwischen Molekülen ein

• Es ist schwächer als eine polare Bindung

• Moleküle ziehen sich untereinander (Molekül zu Molekül) durch elektrostatische Kräfte an, was verhindert, dass Stoffe wie Kristallzucker zerfallen. Diese Kräfte lassen sich nach ihrer Stärke einteilen:

  1. Ion-Dipol-Wechselwirkung

  2. Dipol-Dipol-Wechselwirkung

  3. Wechselwirkungen mit induzierten Dipolen

  4. Van-der-Waals-Kräfte (die schwächsten)

• Die Wechselwirkungen werden in dieser Reihenfolge immer schwächer.

• Ionen und Dipole als Partner

• Sind nur Dipole vorhanden dann arrangieren sich diese, so dass die positive Teilladung zur negativen steht und umgekehrt

• Wasserstoffbrücken im Wasser wären besonders starke Dipole-Dipole Wechselwirkung

• entstehen wenn ein ungeladenes Molekül durch die Anwesenheit eines Ions oder Dipols einen vorübergehenden Dipol bildet

• sind schwache Anziehungskräfte zwischen ungeladenen Molekülen, die durch kurzfristige Verschiebungen der Elektronen entstehen

• Diese erzeugen temporäre Dipole, die in benachbarten Molekülen ähnliche Dipole induzieren und so eine gegenseitige Anziehung bewirken

• K⁺ mit OH⁻: Die Formel ist KOH (Kaliumhydroxid).

• Ca²⁺ mit Br⁻: Die Formel ist CaBr₂ (Calciumbromid).

• Al³⁺ mit Cl⁻: Die Formel ist AlCl₃ (Aluminiumchlorid).

• Na⁺ mit S²⁻: Die Formel ist Na₂S (Natriumsulfid)

• Fe³⁺ mit O²⁻: Die Formel ist Fe₂O₃ (Eisen(III)-oxid)

Beispielsweise Na₂S

• Um eine stabile Verbindung zu bilden, muss die Gesamtladung der Verbindung neutral sein. (positiven und negativen Ladungen müssen sich ausgleichen)

Das Natriumion (Na⁺) hat eine Ladung von +1.

Das Sulfidion (S²⁻) hat eine Ladung von -2.

• Um die Ladungen auszugleichen, brauchen wir 2 Natriumionen (Na⁺), damit die Gesamtladung der positiven Ionen +2 beträgt. Dadurch gleicht sich die -2-Ladung des Sulfids aus.

Also:

• 2 × Na⁺ = +2

• 1 × S²⁻ = -2

• Ionenbindungen: treten in der Regel zwischen einem Metall (Na (Natrium)) und einem Nichtmetall (O (Sauerstoff)) auf (Metalle neigen, dazu, Elektronen abzugeben und Katon zu bilden, während Nichtmetalle, Elektronen aufnehmen und Anionen bilden).

• Kovalente Bindungen: Treten häufig zwischen Nichtmetallen (C (Kohlenstoff), Cl (Chlor)) auf (Atome teilen sich Elektronen, anstatt diese vollständig zu übertragen).

Kann ebenfalls über Unterschiede in der Elektronegativität geprüft werden = Tabelle vergleichen

• Ionenbindungen: wenn der Unterschied in der Elektronegativität zwischen zwei Elementen groß ist (Mindestens 2)

• Kovalente Bindungen: wenn der Unterschied klein ist oder beide Atome gleiche Elektronegativität haben (1 oder weniger)

Metalle haben in der Regel eine niedrigere Elektronegativität (unter 2,0), während Nichtmetalle eine höhere Elektronegativität (über 2,0) aufweisen

Dipole: Ladungsschwerpunkte sind verschieden, also Elektronegativitätsdifferenz und asymmetrischer Bau.

Keine Dipole: Entweder ionische Verbindung oder symmetrische Moleküle, bei denen sich die Ladung aufhebt.

• Dipole: NH₃, CH₃Cl (Ammoniak (NH₃) Elektronegativitätdifferenz zwischen Stickstoff und Wasserstoff, pyramidale (asymmetrische) Struktur)

• Keine Dipole: LiBr (echtes Salz (ionische Verbindung = echte Ionen) aus, Li⁺ und Br⁻), CH₄, CS₂, CO₂ (alle drei symmetrisch).

Um die Koordinationszahl zu bestimmen, musst die Anzahl der Liganden um das Zentralatom gezählt werden

1. [Al(H₂O)₆]Cl₃:

• Zentralatom: Aluminium (Al³⁺)

• Liganden: 6 Wassermoleküle (H₂O) sind direkt an das Aluminium gebunden.

• Koordinationszahl: 6 (Aluminium ist von 6 Wassermolekülen umgeben)

1. K₄[Fe(CN)₆]:

• Zentralatom: Eisen (Fe²⁺)

• Liganden: 6 Cyanid-Ionen (CN⁻) sind direkt an das Eisen gebunden.

• Koordinationszahl: 6 (Eisen ist von 6 Cyanid-Ionen umgeben)

1. [Fe(H₂O)₅NO]SO₄:

• Zentralatom: Eisen (Fe²⁺ oder Fe³⁺, hier wahrscheinlich Fe²⁺)

• Liganden: 5 Wassermoleküle (H₂O) und 1 Nitrosyl-Ligand (NO) sind an das Eisen gebunden.

• Koordinationszahl: 6 (Eisen ist von insgesamt 6 Liganden – 5 Wassermolekülen und 1 NO-Molekül – umgeben)

• Mega (M) = 10⁶

• Kilo (k) = 10³ (1000)

• Milli (m)= 10⁻³ (0,001)

• Mikro (µ) = 10⁻⁶ (0,000001)

• Nano (n)= 10⁻⁹ (0,000000001)

• Um Gewichtsangaben für chemische Berechnungen zu haben errechnet man, wie viele Atome von z.B. Wasserstoff (Mr = 1) benötigt wären (relative Atommasse), dass deren Masse zusammen 1 g ergibt oder genauso viele Sauerstoffatome geben 16 g Sauerstoff und genauso viele Kohlenstoffatome ergeben 12 g Kohlenstoff

• Diese Menge von Atomen werden als Mol = als Einheit der Menge eines Stoffes definiert

• Ein Mol ist also so viel Kampfstoff, wie die relative Atom- oder Molekülmasse Angibt

• Ein Mol Wasserstoffgas (H2, Relative Molekülmasse ist 2) ist daher 2 g Wasserstoff

• ist die Summe der relativen Atommassen, die in einem Molekül vorkommen

• Beispiel H2O: Die relative Molekülmasse von Wasser ist = Mr 18

• Aus dem Periodensystem sucht man sich die relative Atommasse für jedes Atom raus, dass in der Formel vorkommt (H = 1, O = 16); Kommt ein Atom mehrfach vor dann multiplizieren

• 1 Mol ist gleich der Zahlenwert von Mr (relativen Atommasse) mit der Einheit g

• die Summenformel gibt die Art und die Anzahl aller Atome an, die im Molekül vorkommen

• Strukturformeln geben zusätzlich an, wie die einzelnen Atome im Molekül miteinander verbunden sind

• Element1 + Element2+ id

NaCl Natrium/chlor/id

KJ Kalium/jod/id

LiH Lithium/hydr/id

CaO Kalzium/ox/id

AIN Aluminium/nitr/id

SiC Silizium/karb/id

FeS Eisen/sulf/id

Oder

(di = 2, tri = 3, tetra = 4, penta = 5, hexa = 6)

AIF3 Aluminium/tri/fluorid

Na3P Tri/natrium/phosphid

N2O5 Di/stickstoff/pent/oxid/fluorid

• bei mehr als zwei Elementen führt der Name aus den Gruppennamen zusammengesetzt:

  OH = Hydroxyl-Gruppe

  NO3- = Nitrat-Gruppe

  SO42- = Sulfat-Gruppe usw.

• Reaktionsgleichungen beschreiben, welche Stoffe bei einer chemischen Reaktion reagieren und in welchen Mengen

• Dabei stehen die Ausgangsstoffe links und die Produkte rechts

• Ein Doppelpfeil zeigt, dass die Reaktion in beide Richtungen ablaufen kann. (Gleichgewichtsreaktionen)

• die beste Methode, um Stoffe miteinander reagieren zu lassen, ist sie in einem Lösungsmittel zu lösen und in der Lösung reagieren zu lassen

• Die meisten Reaktionen finden in Lösungen statt

• Dafür braucht man eine Beziehung zwischen der Menge an gelösten Stoff (wird vorher gewogen) und dem Volumen der Lösung, diese Beziehung ist die Konzentration

• Die Konzentration gibt an, wie viel Stoff in einem bestimmten Volumen der Lösung ist

• Die Konzentration gibt an, wie viel Stoff in einem bestimmten Volumen der Lösung ist

• Stoffmenge wird angegeben in: mol

• Stoffmengenkonzentration:

  mol / Volumen Lösung

  z.B: mol/ l häufig aber eher mmol/ l, umol/ l

• mol/ l wird in der chemischen Umgangssprache oft als molar bezeichnet (1 mol/ l = 1-molare Lösung)

• für manche Lösungen von Stoffen kann keine relative Molekülmasse bestimmt/ definiert werden

• Massenkonzentration:

  Masse/ Volumen Lösung

  z.B. g/ l

• Das Volumen bezieht sich In diesem Fällen immer auf die fertige Lösung, nicht auf das Volumen des Lösungsmittels

c = m / V

c = Konzentration, m = Menge, V = Volumen

• Konzentration: Menge/Volumen (mol/ l) oder Masse/Volumen (g/ l)

• Formel kann aber auch:

  m = c x V

  V = m / c

Herstellung einer Lösung:

Wenn du 5 Liter einer Natriumhydroxid-Lösung (NaOH) mit einer Konzentration von 0,5 mol/L herstellen möchtest, musst du die Menge an NaOH berechnen. Zuerst nutzt du die Formel:

m = c x V

Das bedeutet: die Menge m in Mol ist die Konzentration c multipliziert mit dem Volumen V.

In diesem Fall:

m = 0,5 mol/ l x 5 l = 2,5 mol

Dann rechnest du diese 2,5 Mol in Gramm um. Da 1 Mol NaOH 40 g wiegt

, sind 2,5 Mol = 100 g. Du wiegst also 100 g NaOH ab und fügst so viel Wasser hinzu, dass die Gesamtlösung 5 Liter beträgt.

1. Berechnung der Molmasse von CaCO₃ (Kalziumoxid) und CaO (Calciumcarbonat/ Kalk):

   Molmasse von CaCO₃:

   Ca: 40,08

   C: 12,01

   O: 3 × 16,00 = 48,00

   Gesamt: 40,08 + 12,01 + 48,00 = 100,09

   Molmasse von CaO:

   Ca: 40,08

   O: 16,00

   Gesamt: 40,08 + 16,00 = 56,08

2. Berechnung der Anzahl der Mol CaCO₃ in 1000 kg:

   1000 kg = 1.000.000g = 1 x 10^6 g

   1.000.000g / Molmasse = 9.990 mol oder 1 x 10^4 mol

1. Molare Verhältnisse in der Reaktionsgleichung:

   Die Reaktionsgleichung lautet:

   CaCO₃ = CaO + CO2

   Hierbei ist das Verhältnis 1:1. Das bedeutet, dass 1 Mol CaCO₃ 1 Mol CaO ergibt.

2. Berechnung der Masse von CaO, die entsteht:

   • Anzahl der Mol CaO = Anzahl der Mol CaCO₃ = 9.990 Mol

   • Masse von CaO = Anzahl der Mol × Molmasse

   Masse = 9.990 mol x 56,08 g/mol = 560.800g

   Masse von CaO ist 560,8 kg