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 (Reaktivität, Bindungsfähigkeit, Brennbarkeit usw.) eines Stoffes auf

• Element: alle Molekühle eines Stoffes bestehen aus nur einer einzigen Atomart (O₂ (molekularer Sauerstoff), N₂ (molekularen Stickstoff), Fe (Eisen))

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

• 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

• Anzahl der Protonen und Neutronen im Atomkern

• Kerne mit der gleichen Ordnungszahl (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

• Prozess, bei dem ein schwerer Atomkern (wie Uran-235) in zwei kleinere Kerne aufgeteilt wird

• Dabei werden große Mengen an Energie freigesetzt

• Dabei werden zusätzlich Neutronen freigesetzt, die weitere Spaltungen auslösen können – eine sogenannte Kettenreaktion

• Diese freigesetzte Energie wird z. B. in Kernkraftwerken genutzt, um Strom zu erzeugen (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

• Ionen: Teilchen, die eine Ladung zeigen

• 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

• 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: Silberion (Ag⁺) mit Chlorid (Cl-) und Ammoniak (NH₃)

• Silberchlorid (AgCl) - normales Salz, Ionenbindung aus Silber und Chlorid

• Ammoniak agiert als Ligand (ist ein Molekül oder Ion, das koordinative Bindung mit Metallzentrum (wie Silber) eingeht)

• 2 Ammoniak-Moleküle geben ihre freien Elektronenpaare an das Silberion ab

• koordinative Bindungen entsteht und es bildet sich Komplex [Ag(NH₃)₂]Cl

• Koordinative Bindungen als Pfeil dargestellt, Eckige Klammern zeige einen Komplex an, bei dem ein Zentralion von Liganden umgeben ist

• 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 (CO), aber auch Anionen wie Chlorid (CL-), Cyanid (CN-) 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

• Wasserstoffatom bildet eine schwache Brücke zwischen zwei Atomen

• 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

NH3 ist Ammoniak

CH4 ist Methan

• 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)

NO₂: Stickstoffdioxid

CCl₄: Tetrachlorkohlenstoff

SO₂:Schwefeldioxid

NaO: Natriumoxid

MgF₂: Magnesiumfluorid

KBr: Kaliumbromid

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

1. Bei Ionische Verbindungen (Metall + Nichtmetall):

   Element1 + Element2+ id (das Metall steht immer zuerst)

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

1. bei molekulare Verbindungen (Nichtmetall + Nichtmetall)

   • Wenn zwei Nichtmetalle eine Verbindung eingehen, verwenden wir Vorsilben (di-, tri-, tetra-, …) für die Anzahl der Atome.

(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 Verbindungen mit mehr als zwei Elementen kommen oft sogenannte chemische Gruppen (oder funktionelle Gruppen) ins Spiel:

  Chemische Gruppen sind bestimmte Kombinationen von Atomen, die als Einheit betrachtet werden und eine spezifische Ladung haben können

  • Hydroxyl-Gruppe (OH⁻): Eine Gruppe bestehend aus Sauerstoff und Wasserstoff mit einer negativen Ladung.

  • Nitrat-Gruppe (NO₃⁻): Stickstoff und drei Sauerstoffatome mit einer negativen Ladung.

  • Sulfat-Gruppe (SO₄²⁻): Schwefel und vier Sauerstoffatome mit einer zweifach negativen Ladung.

• 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

a)

M von (C₆H₁₂O₆): 90 g

V: 2 L

c: ? in mol/L

1. Molare Masse von C₆H₁₂O₆: Berechnet aus den Atommassen:

• Kohlenstoff (C): 6 x 12 =72 g/mol

• Wasserstoff (H): 12 x 1 =12 g/mol

• Sauerstoff (O): 6 x 16 =96 g/mol

• Gesamt: 72 + 12 + 96 =180 g/mol Mr von (C₆H₁₂O₆) ist 180 g/mol

1. Anzahl der Mol berechnen

n = m / Mr

n = 90 g / 180 g/mol

n ≈ 0,5 mol

90g Traubenzucker entspricht 0,5 mol

1. Konzentration berechnen

c = n / V

c = 0,5 mol / 2 L

c = 0,25 mol/L

Die Konzentration der Lösung beträgt 0,25 mol/L.

b)

Formel für die Verdünnung c1 x V1 = c2 x V2

Gegeben Stammlösung

• c1 = 0.25 mol/L

• V1 = 2 L

Neue Lösung

• c2 = 0.15 mol/L

• V2 (gesucht)

Schritt 1: Berechnung V2

Formel: V2 = (c1 × V1) / c2

V2 = (0.25 mol/L × 2 L) / 0.15 mol/L

V2 = 0.5 / 0.15

V2 ≈ 3.33 L

Schritt 2: Berechnung der zusätzlichen Wassermenge

Zusätzliches Wasser:

ΔV = V2 - V1

ΔV = 3.33 L - 2.00 L

ΔV = 1.33 L

Ergebnis:

Du musst 1,33 L Wasser dazuschütten, um die Konzentration auf 0.15 mol/L zu senken.

Reaktionsgeschwindigkeit:

Die Reaktionsgeschwindigkeit beschreibt, wie schnell eine chemische Reaktion abläuft. Wenn zwei Stoffe, zum Beispiel A und B, miteinander reagieren und einen neuen Stoff C bilden (A + B → C), interessiert uns:

• Wie schnell wird ein Stoff verbraucht (z.B. A oder B)?

• Wie schnell wird ein Produkt gebildet (z.B. C)?

Eine häufige Methode ist, zu sehen, wie schnell sich die Konzentration von A oder B ändert (also wie viel von A oder B verbraucht wird).

Formeln zur Geschwindigkeit (v):

v = - d[A] / dt: Geschwindigkeit basierend auf der Abnahme von A.

v = - d[B] / dt: Geschwindigkeit basierend auf der Abnahme von B.

v = + d[C] / dt: Geschwindigkeit basierend auf der Zunahme von C.

Da A und B gleichmäßig miteinander reagieren, ist die Geschwindigkeit immer gleich:

v = - d[A] / dt = - d[B] / dt = + d[C] / dt

• Geschwindigkeit der Reaktion hängt von Konzentration der Stoffe ab

• Beispiel: A = Männer-Singles, B = Frauen-Singles, C = Ehepaare, V = Geschwindigkeit

• Wenn mehr Moleküle von A und B vorhanden sind, dann gibt es mehr Kollisionen zwischen den Molekülen, und die Reaktion verläuft schneller (mehr Eheschließung in Großstadt als auf Dorf im gleichen Zeitraum)

• Formel:

  Die Geschwindigkeit einer Reaktion ist proportional zum Produkt der Konzentrationen von A und B:

  v = k × [A] × [B]

• k = Geschwindigkeitskonstante, die beschreibt, wie wahrscheinlich es ist, dass eine Kollision zwischen A und B tatsächlich eine Reaktion auslöst (k die Wahrscheinlichkeit das es bei einer zufälligen Begegnung zwischen Frauen und Männern “funkt”, sodass Ehe entsteht

• k ist eine Zahl, die angibt, wie schnell die Reaktion bei bestimmten Bedingungen abläuft

• Sie hängt von der Temperatur und anderen Faktoren ab

• Je größer k, desto schneller verläuft die Reaktion

• Chemische Reaktionen können oft in beide Richtungen verlaufen. Zum Beispiel kann C auch wieder zu A und B zurückverwandeln:

  A + B ⇌ C

• Für die Rückreaktion gibt es eine eigene Reaktionsgeschwindigkeit, die von der Konzentration von C abhängt.

  v₂ = k₂ × [C]

• drei Stoffe reagieren miteinander:

  A + B + C —> D

  v = k x [A] × [B] x [C]

• mehrer Molekühle eines Stoffes reagieren miteinander:

  A + A = C

  v = k × [A]²

• Produkte einer Reaktion reagieren oft noch weiter, einfaches Beispiel:

  A → B → C → D usw.

• jede dieser Teilreaktionen hat eigene Reaktion mit eigenen v (Geschwindigkeit) und k (Geschwindigkeitskonstante)

• deshalb muss Reaktionsgeschwindigkeit vgesamt aus den einzelnen Geschwindigkeit errechnet werden

• Beispiel: Tellersäubern. 1 wäscht 250 Teller pro Stunde, 2 trocknet 200 in gleicher Zeit und 3 räumt 400 Teller ein. Wie viele Teller werden pro Stunde geschafft? 200, den der zweite schafft nur 200 pro Stunde. Der Langsamste bestimmt die Geschwindigkeit aller

• Die Geschwindigkeit einer Reaktion ist immer so groß wie die des langsamsten Teilschrittes

• Reaktionsordnung beschreibt, wie die Reaktionsgeschwindigkeit von der Konzentration der beteiligten Stoffe abhängt

• Sie gibt also an, wie viele Moleküle oder Teilchen direkt an der Geschwindigkeit beteiligt sind

• Reaktion 1. Ordnung

  v = k x [A]

  Die Geschwindigkeit hängt von der Konzentration eines Stoffes ab

  Das heißt, wenn die Konzentration von [A] verdoppelt wird, verdoppelt sich auch die Geschwindigkeit.

• Reaktion 2. Ordnung

  v = k x [A] x [B] Oder

  v = k x [A]2

  Die Geschwindigkeit hängt entweder von zwei Stoffen [A] und [B] ab, oder von einem Stoff [A] , aber in der Potenz [A]2 .

  Beispiel: Wenn [A] verdoppelt wird, vervierfacht sich die Geschwindigkeit bei [A]2 (weil 2^2 = 4 )

• Reaktion höherer Ordnung

  (z. B. 3. Ordnung) sind extrem selten, weil sie voraussetzen, dass drei Teilchen gleichzeitig zusammenstoßen – und das ist sehr unwahrscheinlich.

• Nullte Ordnung

  Ein Stoff reagiert zwar aber seine Konzentration spielt für die Reaktionsgeschwindigkeit trotzdem keine Rolle. Hier hängt die Geschwindigkeit nicht von der Konzentration ab. Die Reaktion verläuft mit konstanter Geschwindigkeit ab, unabhängig von der Menge an Reaktionspartner

  v = k

  Ein Beispiel ist, wenn ein Katalysator die Geschwindigkeit begrenzt, egal wie viel von den Reaktionsstoffen vorhanden ist.

• Ein Katalysator ist ein Stoff, der eine chemische Reaktion beschleunigt, ohne dabei selbst verbraucht zu werden

• Er sorgt dafür, dass die Reaktion schneller abläuft, indem er den Energieaufwand (Aktivierungsenergie) senkt, den die Teilchen brauchen, um zu reagieren.

• Beispiel: Katalysator ist der einzige Standesbeamter in einer Großstadt:

  Die Paare (Männer und Frauen) sind die Reaktionspartner, die miteinander reagieren sollen, um ein Produkt (Ehepaare) zu bilden.

  • Der Standesbeamte hilft dabei, diese Reaktion zu beschleunigen, denn ohne ihn würde keine Hochzeit stattfinden können (genau wie manche chemische Reaktionen ohne Katalysator nicht ablaufen).

  • Aber der Standesbeamte wird dabei nicht selbst verbraucht. Er bleibt nach jeder Trauung bereit für das nächste Paar.

  Jetzt kommt das Wichtige:

  Wenn sehr viele Paare vor dem Standesamt warten, ist die Geschwindigkeit der Trauungen nur von der Kapazität des Standesbeamten abhängig – nicht davon, wie viele Paare vor der Tür stehen.

  Das bedeutet:

  • Der Standesbeamte arbeitet konstant, unabhängig davon, wie groß die Schlange ist. Genauso läuft bei einer chemischen Reaktion nullter Ordnung die Geschwindigkeit konstant ab, weil sie allein vom Katalysator abhängt.

• Halbwertszeit ist die Zeit, innerhalb der die Jälfte der ursprünglichen Stoffmenge umgesetzt wird

• Reaktion 1. Ordnung: Die Halbwertszeit bleibt immer gleich, egal wie viel Stoff am Anfang vorhanden ist.

  Beispiel: Wenn von einem Stoff 2 mol vorhanden sind, dauert es z. B. 10 Minuten, um auf 1 mol zu kommen. Danach dauert es wieder 10 Minuten, um von 1 mol auf 0,5 mol zu kommen.

• Reaktion 0. Ordnung: Die Halbwertszeit wird länger, je mehr Stoff am Anfang vorhanden ist. Warum? Weil die Geschwindigkeit konstant ist, dauert es länger, größere Mengen zu „verbrauchen“.

• Reaktion 2. Ordnung: Die Halbwertszeit wird kürzer, je höher die Anfangskonzentration ist. Das liegt daran, dass die Geschwindigkeit bei niedrigen Konzentrationen extrem langsam wird.

Radioaktiver Zerfall (Reaktion 1. Ordnung)

• Radioaktiver Zerfall ist ein typisches Beispiel für eine Reaktion 1. Ordnung:

• Die Geschwindigkeit ist natürlich wieder die Abnahme (der Zerfall) von Stoff A:

  v = - dA/ dt = k x [A]

  Formel für die Halbwertszeit bei Reaktionen 1. Ordnung:

  t1/2 = In 2/ k = 0.692/ k

• Beim radioaktiven Zerfall zerfällt ein Stoff nach einem festen Prozentsatz, nicht nach einer festen Menge. Das heißt:

• Nach einer Halbwertszeit ist immer genau die Hälfte des Ausgangsstoffs übrig, egal wie viele Atome am Anfang vorhanden waren.

  • Die Geschwindigkeit des Zerfalls hängt nur von der aktuellen Menge des Stoffes ab. Es gibt keine Rückreaktion, der Zerfall ist also endgültig.

• Nach jeder Halbwertszeit bleibt die Hälfte übrig:

  Nach 1 Halbwertszeit: 50 %

  Nach 2 Halbwertszeiten: 25 %

  Nach 3 Halbwertszeiten: 12,5 % usw.

• Beispiel: 1000 Atome eines radioaktiven Stoffes

  Angenommen, wir haben 1000 Atome eines radioaktiven Stoffes, und seine Halbwertszeit beträgt 12 Jahre. Das bedeutet:

  1. Nach 12 Jahren: Die Hälfte der Atome ist zerfallen. Es bleiben 500 Atome übrig.

  2. Nach weiteren 12 Jahren (24 Jahre insgesamt): Wieder zerfällt die Hälfte der verbliebenen Atome. Von den 500 Atomen bleiben 250 Atome übrig.

  3. Nach weiteren 12 Jahren (36 Jahre insgesamt): Noch einmal die Hälfte zerfällt. Jetzt bleiben nur noch 125 Atome übrig.

  Die Anzahl der verbleibenden Atome wird also immer kleiner, aber sie wird nie komplett null, weil immer die Hälfte der aktuellen Menge zerfällt.

• Molekulariät einer Reaktion besagt, wie viele Teilchen (Moleküle, Ionen) am entscheidenden Schritt einer Reaktion beteiligt sind

• Reaktionen 1 Ordnung sind meist monomolekular (radioaktive Zerfall)

• Reaktionen 2 Ordnung meist, mit Ausnahmen, bimolekular

• Reaktionen 0 Ordnung ist Ausnahme, ist trotzdem eine mono- oder biomolekulare Reaktion

• Weitere Ausnahme wenn bei biomolekularer Reaktion, ein der 2 Partner im so großen Überschuss vorhanden ist, dass sein Konzentration sich während Reaktion nicht wesentlich verändert

Beispiel Sodawasser (H₂CO₃)

durch die Reaktion von Kohlendioxid (CO₂) und Wasser (H₂O) veranschaulicht einen Spezialfall der Reaktionsordnung.

CO₂ + H₂O = H₂CO₃

Molekularität

• Diese Reaktion ist bimolekular, da zwei Teilchen (ein Molekül CO₂ und ein Molekül H₂O) im entscheidenden Reaktionsschritt zusammenstoßen müssen, um die Produkte zu bilden.

• Molekularität beschreibt die Anzahl der beteiligten Teilchen im elementaren Reaktionsschritt.

Reaktionsordnung

• In diesem Beispiel sieht die Reaktion auf den ersten Blick so aus, als müsste sie zweiter Ordnung sein, da zwei Reaktanten beteiligt sind. Das Geschwindigkeitsgesetz würde also theoretisch so aussehen:

  v = k x [CO₂] x [H₂O]

• Aber in der Praxis ist das Wasser in so großem Überschuss vorhanden, dass sich seine Konzentration während der Reaktion praktisch nicht ändert. Es bleibt konstant.

  Vereinfachung des Geschwindigkeitsgesetzes

• Da die Konzentration von Wasser konstant ist, kann man sie in die Geschwindigkeitskonstante k einbeziehen:

  k1 = k x [H₂O]

  Dadurch wird das Geschwindigkeitsgesetz:

  v1 = k x [CO₂]

• Die Reaktion verhält sich also wie eine Reaktion erster Ordnung, obwohl sie molekular betrachtet bimolekular ist.

Warum passiert das?

• Wenn ein Reaktant (hier Wasser) in großem Überschuss vorliegt, hat seine Konzentration keinen merklichen Einfluss auf die Reaktionsgeschwindigkeit. Die Konzentration des anderen Reaktanten (CO₂) wird daher zum bestimmenden Faktor

• Ein Stoff tut das, wenn seine Enegie im Zustand B niedrigerer ist als im Zustand A

• Eine Reaktion läuft nur dann gut ab, wenn die Produkte energetische tiefer (= engerieärmer) liegen als die Ausgangsstoffe

Beispiel Fußball:

wenn Berg herabrollt, wird er freiwillig nicht einfach wieder aufrollen. Selten aber Rückreaktion: B bekommt von außen soviel Energie das er wurde zu A wird, brauch allerdings viel engerie, mehr als das herabrollen erfordert hat z.B. durch Stoß gegen den Ball

• Beim Übergang von A nach B (oder umgekehrt) muss ein Zustand mit höherer Energie überwunden werden.

• Denn damit sich A in B umwandelt kann müssen Bindungen gespalten, Atome verschoben werden usw. - erstmal Energie Ausnahme bevor energieärmere Zustand B erreicht werden kann

• Die zusätzlich notwendige Energie heißt Aktivierungsenergie

• die Aktivierungsenergie wird meist aus thermischen Bewegungen der Molekühle erhalten, dass passiert umso leichter je wärmer die Reaktionsmischung

• Chemische Reaktionen laufen bei höheren Temperaturen meist schneller ab

• Faustregel: eine Temperaturerhöhung um 10 Grad beschleunigt die meisten chemischen Reaktionen und das zwei- bis dreifache

• Beispiel Holz:

  Brennt nicht einfach an der Luft/ normal Temperaturen, braucht Aktivierungsenergie (Flamme von Streichholz) um Reaktion in Gang zu bringen, die freiwerdende Energie bewirkt weitere Temperaturerhöhung, sodass nach und nach weitere Teile des Holzes Aktiverungsenergie erhalten und brennen

• statt Temperatur so weit zu erhöhen, dass notwendige Aktivierungsenergie erreicht wird, kann diese auch herabgesetzt werden

• Ein Stoff, der das kann, nennt man Katalysator

• Katalysator: erhöht die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion, indem er, die energetische Lage des Übergangszustands verändert

• Er verändert nicht die Energie des Ausgangsstoffe oder der Endprodukte, ändert daher auch nicht das chemische Gleichgewicht einer Reaktion. Er nimmt zwar teil aber am Ende der Reaktions aber wieder unverändert freigesetzt um immer wieder aufs neue reagieren zu können

1. Geschwindigkeitsgesetz und Reaktionsordung

   • Hinreaktion: beschreibt die Spaltung von Hg₂²⁺ in Hg und Hg²⁺

     Geschwindigkeitsgesetz:

     vₕᵢₙ = kₕᵢₙ ⋅ [Hg₂²⁺]

     Reaktionsordnung:

     1. Ordnung

     (Geschwindigkeit hängt nur von Hg₂²⁺)

   • Rückreaktion beschreibt die Kollision von Hg und Hg²⁺ zu Hg₂²⁺

     Geschwindigkeitsgesetz:

     vᵣₙ = kᵣᵤₙ ⋅ [Hg] ⋅ [Hg²⁺]

     Reaktionsordnung 2

     (Geschwindigkeit von Hg und Hg²⁺ abhängt)

2. Molekularität

   • Hinreaktion:

     Hg₂²⁺ → Hg + Hg²⁺

     → Molekularität: 1 (unimolekular)

   • Rückreaktion:

     Hg + Hg²⁺ → Hg₂²⁺

     → Molekularität: 2 (bimolekular)

1. 12.5% der ursprünglichen Menge noch vorhanden

   1 t½: 8 Jahre - 50% = 50%

   2 t½: 16 Jahre - 25% = 25%

   3 t½: 24 Jahre - 12,5% = 12,5%

   Nach 24 Jahren sind drei Halbwertszeiten vergangen (24 ÷ 8 = 3).

   2. Etwa 10 Halbwertszeiten

   Nach 10 Halbwertszeiten gilt:

   (½)¹⁰ = 1 / 1024

   Da 2¹⁰ ≈ 1000, ergibt sich, dass die Menge auf etwa 1/1000 (0.1%) der ursprünglichen Aktivität abgeklungen ist. Diese Relation ist nützlich und lässt sich leicht merken.

Definition und Eigenschaften von Gasen:

• Füllen jeden Raum aus und haben keine feste Form oder Volumen

• Das Volumen eines Gases passt sich dem vorhandenen Raum an

• Teilchen bewegen sich regellos und fast ohne Anziehungskraft

• verscheidene Gase sind unbegrenzt miteinander mischbar

Ideal Gase

• sind Gase, bei denen Teilchen selbst kein Volumen besitzen und keine Anziehung aufeinander ausüben - das gibt es nicht: es gibt nur reale Gasen

• Ideal Gase haben den Vorteil das man leicht mit ihnen rechnen kann

  p x V = n x R x T

• bei gleichen Bedingungen (Druck, Volumen, Temperatur) enthalten verschiedene Gase gleich viele Teilchen (Avogadro-Gesetz)

Gasgesetze – Allgemeine Gasgleichung

Formel: p x V = n x R x T

• p: Druck

• V: Volumen

• n: Stoffmenge (in Mol)

• R: Gaskonstante (0,0831 bar·L / mol·K oder 8,31 J / mol·K)

• T: Temperatur wird in Kelvin abgeben

Wichtige Beziehungen:

• Höhere Temperatur → höherer Druck (bei konstantem Volumen) - weil Teilchen bei Wärme schneller bewegen

• Kleineres Volumen → höherer Druck (bei konstanter Temperatur) - weil kleiner Raum

Beispiel:

1 Mol eines idealen Gases hat bei 273 K und 1 bar ein Volumen von 22,7 Litern.

Partialdruck:

• Der Druck, den ein Gasanteil in einer Mischung hätte, wenn es allein wäre

• Summe aller Partialdrücke = Gesamtdruck

Beispiel:

In Luft (1 bar Gesamtdruck):

• Sauerstoff (20%) hat einen Partialdruck von 0,2 bar.

• Stickstoff (80%) hat einen Partialdruck von 0,8 bar.

Besonderheit:

Gase sind unbegrenzt mischbar und „ignorieren“ sich gegenseitig (z. B. Sauerstoff und Stickstoff in der Luft).

Phase

• Der Bereich den ein Stoff (Stoffgemisch) in einem bestimmten Aggregatzustand einnimmt und die gleichen Eigenschaften hat

• Ein Gemisch von Stoff kann aus mehreren Phasen bestehen = Heterogene System

• z.B. Eiswürfel in Wasserglas (feste Phase: Eiswürfel; flüssige Phase: Wasser)

• Heterogen Stysteme aus Gasen gibt es nicht, da alles Gase unbegrenzt untereinander mischbar sind

• Stoff kann Aggregatzustand verändern, abhängig von seiner Temperatur und vorherrschender Druck

• Die Anomalie des Wassers beschreibt die ungewöhnlichen Eigenschaften von Wasser, z. B. dass es bei 4°C die höchste Dichte hat und dass Eis eine geringere Dichte als flüssiges Wasser besitzt

• Bei 4°C hat Wasser die höchste Dichte (geringstes Volumen).

• Eis benötigt mehr Platz, da es eine geordnete Struktur durch Wasserstoffbrücken hat

Praktische Konsequenzen:

1. Schwimmfähigkeit von Eis:

• Eisberge schwimmen im Meer, da Eis weniger dicht ist als Wasser.

2. Gefrieren von Gewässern:

• Eis bildet sich an der Oberfläche, während das Wasser darunter 4°C bleibt.

3. Erosion durch Frost:

• Wasser dringt in Spalten ein, gefriert und dehnt sich aus.

4. Schmelzen von Eis durch Druck:

• Druck erzeugt eine dünne Wasserschicht auf Eis, ermöglicht Schlittschuhlaufen

Phasendiagramm:

• Tripelpunkt: Alle drei Aggregatzustände (fest, flüssig, gasförmig) können gleichzeitig bestehen.

• Kritischer Punkt: Ende der Flüssig-Gas-Kurve, oberhalb existiert nur der überkritische Zustand.

• Polare Lösungsmittel: wie Wasser haben Moleküle mit ungleichen Ladungsverteilungen (Dipole - ungleiche Elektronenverteilung)

• Apolare Lösungsmittel wie Hexan haben Moleküle ohne solche Ladungsunterschiede (gleichmäßige Elektronenverteilung)

• bevorzugen apolare Substanzen wie Fette oder Öle durch Van-der-Waals-Kräfte

• Prinzip: „Gleiches löst Gleiches“ (polar löst polar, apolar löst apolar)

Ein polares Lösungsmittel (z.B. Wasser) und ein apolares Lösungsmittel (Chloroform) werden sich, wenn zusammen gefügt nicht mischen sondern übereinander geschichtete Phasen bilden

Verteilung

• Stoff (z.B. Brom) verteilt sich zwischen zwei Phasen (Chloroform und Wasser) so lange, bis ein bestimmtes Konzentrationsverhältnis erreicht wird (Verteilungsgleichgewicht)

• Moleküle wechseln dynamisch zwischen den Phasen (Brom zwischen Wasser und Chloroform)

• Im Gleichgewicht bleibt das Verhältnis der Konzentrationen konstant:

  K = c₁ / c₂ (Nernstscher Verteilungssatz)

  c₁ : Konzentration des Stoffes in der ersten Phase

  c₂ : Konzentration des Stoffes in der zweiten Phase

• Das Konzentrationsverhältnis ist temperaturabhängig

• aber unabhängig von der Mischreihenfolge oder mechanischen Einflüssen wie Schütteln

• Extraktionsverfahren: Trennung von Stoffgemischen, z. B. Iod (geht ins apolare Chloroform) und Natriumiodid (bleibt im polaren Wasser)

Extraktionsverfahren

• Definition: Verfahren zur Trennung von Stoffgemischen, bei dem ein Stoff, aufgrund unterschiedlicher Löslichkeit, aus einer Phase in eine andere Phase überführt wird

• Verteilung eines Stoffes zwischen zwei nicht mischbaren Lösungsmitteln (z. B. Wasser und Chloroform)

• Der Stoff wird bevorzugt in das Lösungsmittel überführt, in dem er besser löslich ist

• Es stellt sich ein Verteilungsgleichgewicht ein, das die Konzentration des Stoffes in beiden Phasen beschreibt.

  Beispiel:

• Iod (I₂) löst sich besser in Chloroform als in Wasser, während Natriumiodid (NaI) in Wasser besser löslich ist

• Durch Schütteln der beiden Phasen wird Iod in das Chloroform extrahiert, während Natriumiodid im Wasser bleibt.

Diffusion

Definition: Stoffe wandern von Bereichen höherer Konzentration in Bereiche niedrigerer Konzentration, um Konzentrationsunterschiede auszugleichen

• Langsamer Prozess, der in Lösungen oder Gasen abläuft

• Passiert spontan entlang des Konzentrationsgefälles

• Beispiel: Zucker löst sich in Wasser, bis die Konzentration in beiden Schichten gleich ist

• Definition: Osmose ist der Prozess, bei dem Lösungsmittelmoleküle durch eine semipermeable Membran in die konzentriertere Lösung strömen, um den Konzentrationsunterschied auszugleiche

• Die semipermeable Membran lässt nur das kleine Moleküle des Lösungsmittels durchlässt aber nicht die großen Teilchen des gelösten Stoffes (lässt nur das Lösungsmittel, nicht aber gelöste Stoffe durch)

• Der osmotische Druck (π) beschreibt den Druck, der durch diesen Fluss des Lösungsmittels entsteht:

  π= c × R × T

  (π = osmotischer Druck, c = Konzentration der Lösung, R = konstante, T = Temperatur (in Kelvin))

  Beispiel:

• Wasser kann durch die Zellmembran in Pflanzen strömen, um den osmotischen Druck auszugleichen

• Zellen können schrumpfen (hyperton) oder anschwellen (hypoton), je nachdem, ob die Umgebungslösung eine höhere oder niedrigere Konzentration an gelösten Stoffen hat

Hypoton:

• Lösung mit niedrigerem osmotischen Wert (geringere Konzentration an gelösten Stoffen)

• Wasser strömt in die Zelle, die Zelle wird prall oder platzt

Hyperton

• Lösung mit höherem osmotischen Wert (höhere Konzentration an gelösten Stoffen)

• Wasser strömt aus der Zelle, die Zelle schrumpft

Isoton:

• Lösung mit gleichem osmotischen Wert wie das Zellinnere

• Kein Wasserfluss in oder aus der Zelle, die Zelle bleibt in Form

Dialyse ist ein Verfahren zur Trennung von Molekülen unterschiedlicher Größe mittels einer semipermeablen Membran, die nur kleinere Moleküle durchlässt

Anwendung:

• Wird zur Entsalzung von Proteinlösungen verwendet, wobei die großen Proteine zurückgehalten werden und die kleinen Moleküle (z. B. Salz) entfernt werden

• Teilchen einer Flüssigkeit ziehen sich gegenseitig an, daher werden Teilchen an der Oberfläche ins innerer gezogen weil Flüssigkeit bestrebt ist, ihre Oberfläche möglichst klein zu halten

• Flüssigkeiten neigen dazu, eine Form mit der kleinsten Oberfläche einzunehmen (z. B. Kugel: Tropfen)

• Oberflächenspannung ist die Arbeit, die erforderlich ist, um die Oberfläche einer Flüssigkeit zu vergrößern

• Sie entsteht durch die Anziehungskraft zwischen den Molekülen der Flüssigkeit, die dazu führt, dass die Flüssigkeit ihre Oberfläche minimieren möchte

• Mit steigender Temperatur nimmt die Oberflächenspannung ab

• Besonders stark ausgeprägt bei Flüssigkeiten mit starken zwischenmolekularen Kräften (z. B. Wasser mit Wasserstoffbrücken).

Beispiel:

• Wasser auf einer fettigen Oberfläche (hydrophob) perlt in Tropfen, auf einer sauberen, hydrophilen Oberfläche breitet sich das Wasser gleichmäßig

Hydrophil (wasserliebend):

• Substanzen, die mit Wasser oder anderen polaren Lösungsmitteln in Wechselwirkung treten und in Lösung gehen

• Sie enthalten oft Ladungen oder Dipole, die mit Wassermolekülen Wechselwirkungen eingehen

• Beispiel: Zucker löst sich gut in Wasser, da es polar ist und Wasserstoffbrücken ausbilden kann

Hydrophob (wasserfeindlich):

• Substanzen, die sich von Wasser abstoßen und schlecht oder gar nicht in Wasser löslich sind

• Sie sind oft unpolar oder fettliebend (lipophil)

• Beispiel: Öl perlt auf Wasser ab, da es keine Wechselwirkung mit den polaren Wassermolekülen eingeht

Tenside sind oberflächenaktive Substanzen, die sowohl ein hydrophiles als auch ein hydrophobes Ende besitzen und die Oberflächenspannung von Flüssigkeiten reduzieren

• Tenside sammeln sich an Grenzflächen und erleichtern die Vermischung von nicht mischbaren Flüssigkeiten (z. B. Öl und Wasser)

• Sie werden in Reinigungsmitteln verwendet, um Schmutz und Fett in Lösung zu bringen

Beispiel:

• Seife ist ein Tensid, bei dem das hydrophobe Ende an Fett haftet, während das hydrophile Ende in Wasser zeigt, was es ermöglicht, Fett in Wasser zu lösen und Schmutz zu entfernen

1. Ideale Gasgleichung:

p x V = n x R x T

• p = Druck

• V = Volumen

• n = Anzahl der Mol

• R = Gaskonstante (0,08314 L·bar/(mol·K))

• T = Temperatur (in Kelvin)

2. Umstellung der Gasgleichung nach n (Molzahl):

n = (p * V) / (R * T)

3. Berechnung der Masse:

m = n * M

• m = Masse

• n = Anzahl der Mol

• M = molare Masse des Gases (für Sauerstoff O₂: 32 g/mol)

n = (1 * 90,8) / (0,08314 * 273) ≈ 4,0 mol

m = 4,0 mol * 32 g/mol = 128 g

Das ergibt die Masse des Sauerstoffs als 128 g.

Kombinierte Gasgleichung:

(p1 * V1) / T1 = (p2 * V2) / T2

• p1 = Anfangsdruck

• V1 = Anfangsvolumen

• T1 = Anfangstemperatur (in Kelvin)

• p2 = Enddruck

• V2 = Endvolumen

• T2 = Endtemperatur (in Kelvin)

1. Umrechnung der Temperaturen in Kelvin:

• T1 = 0°C + 273 = 273 K

• T2 = 100°C + 273 = 373 K

2. Einsetzen der Werte in die Gleichung:

(p1 * V1) / T1 = (p2 * V2) / T2

(2 * 1) / 273 = (3 * V2) / 373

3. Umstellen nach V2 (Endvolumen):

V2 = (3 * 1 * 273) / (2 * 373)

4. Berechnen von V2:

V2 = (3 * 273) / (2 * 373) ≈ 1,096 L

Ergebnis:

Das entstehende Gasvolumen beträgt 1,096 L.

Nernstscher Verteilungssatz:

K = c₁ / c₂

• K = Verteilungskoeffizient (gegebener Wert, z.B. 61),

• c₁ = Konzentration des Stoffes in der ersten Phase (Chloroform),

• c₂ = Konzentration des Stoffes in der zweiten Phase (Wasser)

Natürlich, hier sind die Formeln in Textform, die kopiert werden können:

a) Gleichgewichtskonzentrationen, wenn 100 ml Chloroform verwendet werden:

Zuerst setzen wir das Nernstschen Verteilungsgesetz auf:

Formel:

K = c_Chloroform / c_Wasser

Für das Gleichgewicht gelten folgende Beziehungen:

n_Wasser = c_Wasser, Anfang * V_Wasser = 0,1 mol/L * 0,1 L = 0,01 mol

Angenommene Menge des Stoffes, die ins Chloroform übergeht: x mol

• Konzentration in Wasser im Gleichgewicht: c_Wasser = (0,01 - x) / 0,1

• Konzentration in Chloroform im Gleichgewicht: c_Chloroform = x / 0,1

Einsetzen in das Nernstschen Verteilungsgesetz:

K = (x / 0,1) / ((0,01 - x) / 0,1)

K = x / (0,01 - x)

Setzen wir K = 61:

61 = x / (0,01 - x)

Multiplizieren mit (0,01 - x):

61(0,01 - x) = x

0,61 - 61x = x

0,61 = 62x

x = 0,61 / 62

x ≈ 0,0098 mol

Jetzt berechnen wir die Konzentrationen:

c_Chloroform = x / 0,1 = 0,0098 mol / 0,1 L ≈ 0,098 mol/L

c_Wasser = (0,01 - 0,0098) / 0,1 = 0,002 mol/L

b) Gleichgewichtskonzentrationen, wenn 400 ml Chloroform verwendet werden:

Wenn das Volumen des Chloroforms auf 400 ml = 0,4 L erhöht wird, passen wir die Formeln entsprechend an.

• In Wasser: c_Wasser = (0,01 - x) / 0,1

• In Chloroform: c_Chloroform = x / 0,4

Einsetzen in das Nernstschen Verteilungsgesetz:

K = (x / 0,4) / ((0,01 - x) / 0,1)

K = x / (0,4 * (0,01 - x))

Setzen wir K = 61:

61 = x / (0,4 * (0,01 - x))

Multiplizieren mit 0,4 * (0,01 - x):

61 * 0,4 * (0,01 - x) = x

24,4 * (0,01 - x) = x

0,244 - 24,4x = x

0,244 = 25,4x

x = 0,244 / 25,4

x ≈ 0,0096 mol

Jetzt berechnen wir die Konzentrationen:

c_Chloroform = x / 0,4 = 0,0096 mol / 0,4 L ≈ 0,024 mol/L

c_Wasser = (0,01 - 0,0096) / 0,1 = 0,004 mol/L

c) Gleichgewichtskonzentration nach viermaligem Schütteln mit 100 ml Chloroform:

Wenn wir viermal nacheinander mit 100 ml Chloroform schütteln, dann geht nach jedem Schütteln ein bestimmter Anteil des Stoffes ins Chloroform über. Dies wird iterativ berechnet.

Nach jedem Schütteln verringert sich die Menge des Stoffes in Wasser um einen bestimmten Bruchteil, der sich aus dem Verteilungskoeffizienten ableitet. Die Konzentration des Stoffes in der wässrigen Phase nach den vier Extraktionen lässt sich mit folgender iterativen Formel berechnen:

c_Wasser_nach_4_Extraktionen = c_Wasser, Anfang * (1 / (1 + K))^4

Setzen wir die Werte ein:

c_Wasser_nach_4_Extraktionen = 0,1 mol/L * (1 / (1 + 61))^4

c_Wasser_nach_4_Extraktionen ≈ 0,1 mol/L * (1 / 62)^4

c_Wasser_nach_4_Extraktionen ≈ 0,1 mol/L * (0,0161)^4

c_Wasser_nach_4_Extraktionen ≈ 0,1 mol/L * 0,0000000685

c_Wasser_nach_4_Extraktionen ≈ 0,00000000685 mol/L

Das bedeutet, nach vier Extraktionen mit 100 ml Chloroform verbleibt fast keine Substanz mehr in der wässrigen Phase.

Um den osmotischen Druck einer Zuckerlösung zu berechnen,

π = c × R × T

Dabei ist:

• π der osmotische Druck (in bar),

• c die Konzentration der Lösung (in mol/L),

• R die Gaskonstante (in bar·L/mol·K),

• T die Temperatur (in Kelvin).

Gegebene Werte:

• c = 1 mol/L (Konzentration der Zuckerlösung),

• R = 0,0831 bar·L/mol·K (die Gaskonstante),

• T = 25°C = 25 + 273,15 = 298,15 K (Temperatur in Kelvin).

Berechnung:

Setzen wir die Werte in die Gleichung ein:

π = 1 mol/L × 0,0831 bar·L/mol·K × 298,15 K

π ≈ 24,8 bar

Antwort:

Der osmotische Druck der Zuckerlösung beträgt etwa 24,8 bar.

• Elektrolyse: die Trennung von Anionen und Kationen in einer Lösung

• Stoffe, die in wässriger Lösung in geladene Teilchen zerfallen, nennt man Elektrolyte und den Vorgang des Zerfalls elektrolytische Dissoziation

• Dissoziation = Zerfall eines Moleküls

• Echte Elektrolyte: Bestehen auch in fester Form aus Ionen (Salze)

• Potentielle Elektrolyte: Stoffe, die erst beim lösen in Ionen zerfallen, Brauchen polares Lösungsmittel, um Ionen zu stabilisieren. Müssen nicht unbedingt vollständig dissoziieren (z.B.Wasser, Säuren)

• Schwacher Elektrolyt: nur geringer Teil der Ionen zerfällt/ dissoziiert - Wasser

• Starker Elektrolyt: stark (fast) vollständig dissoziiert

• Elektrolyte sind Säuren, Basen, Salze und Wasser!

• Ionen zerfällt (dissoziiert) in wässriger Lösung und sind von Hülle aus neutralen Wassermolekülen umgeben

• H+ - Ionen gibt es in wässriger Lösung nicht sonder nur H3O+ -Ionen (Oxonium-Ion)

• Es ist aber eingebürgert H+ zu schieben wenn man das Oxonium-Ion meint

• Reines Wasse istbjr ganz wenig in Ionen dissoziiert (praktisch alles Wasser ist Wasser - nur wenig H+ und OH-)

Säure

• Säure ein Stoff, der in einer Reaktion Protonen (H⁺-Ionen) abgeben kann

• Das bedeutet, eine Säure gibt Wasserstoff-Ionen in einer Lösung frei

• Dissoziiert in wässriger Lösung in H⁺ und Anionen HA (Säure) wird zu = H⁺ + A- (Anion)

• können sowohl negativ als such positiv geladen sein

• Protonendonator: gibt H⁺ ab

• Base: Protonenakzeptor (nimmt H⁺ auf)

• Säuren schmecken sauer (z.B. Zitronensäure).

• pH-Wert: Säuren haben einen pH-Wert kleiner als 7

• Reaktion mit Basen: Säuren reagieren mit Basen und bilden dabei Wasser und ein Salz (Neutralisation)

• Beispiele sind HCl (Salzsäure) und H₂SO₄ (Schwefelsäure).

• Durch die Abgabe von H⁺ Ionen werden aus Säuren die entsprechenden korrespondierenden Basen

HCI = H+ + Cl-

H₂SO₄ = 2 H + SO₄-

Base

• Eine Base ist ein Stoff, der in einer chemischen Reaktion Protonen aufnehmen kann

• Protonenakzeptor nimmt H⁺ auf

• Beispiele sind NaOH (Natriumhydroxid) und KOH (Kaliumhydroxid)

Ein Beispiel: Wenn Ammoniak NH₃ mit Wasser reagiert:

NH₃+ H₂O = NH₄⁺ + OH⁻

• Ammoniak (NH₃) ist die Base (nimmt H⁺ auf)

• Wasser (H₂O) ist die Säure (gibt H⁺ ab)

HA (Säure) — H⁺ —> B (Base) = H⁺ (das nackte Proton ohne elektron ist reaktionsbreit, möchte mit Partner z.B Base reagieren der H⁺ aufnimmt)

HA (Säure) + B (Base) = A- (Base) + BH⁺ (Säure = Anion)

• Stoff kann nur als Säure reagieren, wenn er eine Base als Partner findet

• Ein Oxonium-Ion entsteht beim Übergabg eines Protons von einer Säure auf die Base Wasser:

  HA (Säure) + H2O (Base)= A- (Base) + H3O⁺ (Säure)

Zu Wasser:

Wasser kann sowohl als Säure als auch als Base reagieren, je nachdem, mit welchem Stoff es reagiert. Dies nennt man amphoteres Verhalten.

• Mit einer Base wie NH₃: Wasser gibt H⁺ ab und verhält sich wie eine Säure

• Mit einer Säure wie HCl: Wasser nimmt H⁺auf und verhält sich wie eine Base.

• eine chemische Reaktion, bei der ein Proton (H⁺) von einer Säure auf eine Base übertragen wird, nennt man Protolyse

Ein konjugiertes Säure-Basen-Paar beschreibt zwei Stoffe, die sich nur durch ein Proton (H⁺) unterscheiden:

• Die Säure kann ein Proton abgeben und wird dann zur konjugierten Base.

• Die Base kann ein Proton aufnehmen und wird dann zur konjugierten Säure.

Beispiel:

Wasser und die Säure Essigsäure (CH₃COOH):

1. Essigsäure (CH₃COOH) gibt ein Proton ab → Sie wird zu CH₃COO⁻.

• CH₃COOH ist die Säure.

• CH₃COO⁻ ist ihre konjugierte Base.

2. Wasser (H₂O) nimmt ein Proton auf → Es wird zu H₃O⁺.

• H₂O ist die Base.

• H₃O⁺ ist ihre konjugierte Säure.

• Wenn eine Säure ein Proton abgibt, bleibt eine Base zurück: Säure → konjugierte Base.

• Wenn eine Base ein Proton aufnimmt, entsteht eine Säure: Base → konjugierte Säure.

• Das Paar CH₃COOH/CH₃COO⁻ und das Paar H₂O/H₃O⁺ sind jeweils konjugierte Säure-Basen-Paare.

Starke Säure

• ist in wässriger Lösung fast vollständig in Ionen dissoziiert (z.B. Salpetersäure (HNO3) - löst sich in was fast komplette in Anionion und Kationen auf

• Starke dissoziiert

• Viele H+

• Große Ks (Dissoziationskonstante)

• pKs negativ

Schwache Säure

• In wässriger Lösung nur wenig dissoziiert - möchte das Proton behalten (Blausäure HCN)

• Schwach dissoziiert

• Wenige H+

• kleines Ks (Dissoziationskonstante)

• pKs positiv

Starke Base

• Cyanid-Anion (CN-)

Schwache Base

• NO3- (Nitrat-Anion) will keine Protonen aufnehmen

• Das Anion einer (sehr) starken Säure ist eineschwache Base. Das Anion einer (sehr) schwachen Säure ist eine starke Base

• Immer das, was stark ist, will reagieren und reagiert auch da ist im Gleichgewicht sehr wenig davon vorhanden

• Der pKs-Wert ist ein Maß dafür, wie stark eine Säure oder Base ist

• Er bezieht sich auf die Dissoziationskonstante der Säure: Ks, die die Gleichgewichtskonstante für die Reaktion einer Säure mit Wasser beschreibt

• Der pks ist der negative dekadische Logarithmus des Ks-Wertes

• Man gibt auch Ks so an und bezeichnet diesen Wert als pKs (das p steht für Potenz; immer wenn es auftaucht bedeutet es „negativer dekadischer Logarithmus von ...").

• Kleine/ negativ pKs-Werte: bedeuten, dass die Säure stark ist, weil sie gut Protonen abgibt (hohes Ks)

  • z. B. Salzsäure, HCl hat einen sehr niedrigen pKs-Wert, oft < 0.

  • Schwefelsäure (pKs ≈ -3)

• Große/ positive pKs-Werte bedeuten, dass die Säure schwach ist (niedriges Ks)

  • schwache Säure z. B. Essigsäure, CH3COOH hat einen höheren pKs-Wert, z. B. 4,75

  • Kohlensäure (pKs ≈ 6,4)

• Aufenthaltsräume, in denen die Elektronen mit hoher Wahrscheinlichkeit sind

• Es gibt unterschiedliche Originalformen

• S-Orbital ist das erste Orbitale jeder Schale

• 1s-Orbital: 1 Maxima mit höchster Wahrscheinlichkeit

• 2s-Orbital: 2 Maxima, dazwischen Wahrscheinlichkeit = 0

• 3s-Orbital: 3 Maxima, 2 Knoten

• Abstand vom Kern nimmt zu

• Mit zunehmendem n nimmt auch die Größe des Atoms zu

• Kugelform beschreibt Grenzfläche, in der mit 90% Wahrscheinlichkeit das Elektron zu finden ist

• Keine kugelsymmetrische Verteilung, sondern Hantelform mit Knoten im Kern

• Durchschnittliche Verteilung der Elektronendichte im Orbital

• Jede Schale ab n=2 besitzt 3 p-Orbitale

• Liegen auf Achsen eines kartesischen Koordinatensystems

• px, py und pz

d-Orbitale:

• 5 Orbitale bei n≥3 (l=2)

• Unterschiedliche Form

• 4blättrige Kleeblätter, zwischen den Achsen (in den Ebenen) (dyz, dxz, dxy)

• 1x auf der x- und y-Achse (dx 2-y2)

• Ein Orbital mit zwei Keulen und zusätzlichem Torus in der xy-Ebene

  (dz 2)

f-Orbitale:

• 7 äquivalente f-Orbitale (l=3)

• Ähnlicher Aufbau aber noch komplizierter als d-Orbitale

Hauptquantenzahl „n“:

• definiert die „Schale“ eines Atoms in Anlehnung an das Bohr‘sche Atommodell

• identisch mit dem „n“ der zugehörigen Bohr‘schen Elektronenbahnen

• Zahl der Orbitale pro Hauptquantenzahl: n2

• Zahl der Elektronen (jedes Orbital mit 2 Elektronen mit antiparallelem Spin

  besetzbar): 2n2

Nebenquantenzahl „l“:

▪ Zuordnung der Orbitale (Wellenfunktionen) einer Hauptschale zu verschiedenen

Unterschalen (Unterniveaus).

▪ Nebenquantenzahl definiert die räumliche Gestalt des Orbitals unabhängig von

der Hauptquantenzahl.

▪ Orbitale mit gleicher Haupt- und Nebenquantenzahl sind im isolierten Atom

energetisch gleichwertig (entartet)

▪ Werte: von 0 bis n - 1; d. h. in der n-ten Hauptschale existieren n-Unterniveaus

• sind chemische Verbindungen, sie gehören zu den aromatischen Verbindungen, unterscheiden sich aber von einfachen Aromaten durch ihre Struktur und Eigenschaften:

  • Bestehen aus zwei oder mehr aromatischen Ringen, die miteinander verbunden sind (Beispiele: Naphthalin (zwei verbundene Benzolringe), Anthracen, Phenanthren)

  • Struktur zeigt oft eine Aneinanderreihung oder Überlappung von Sechsringen

• Sie sind stabiler, je mehr aromatische Ringe und Grenzstrukturen sie haben

• Krebserregend: Viele polycyclische Aromaten (z. B. Benz[a]pyren) sind schädlich

• Nomenklatur: Die Benennung erfolgt durch Kombination der Namen einzelner Aromaten und ihrer Anlagerungen (z. B. “Benzo-” oder “Naphtho-”)

• sind aromatische Verbindungen, bei denen der aromatische Ring mindestens ein Heteroatom (ein anderes Atom als Kohlenstoff, meist Stickstoff, Sauerstoff oder Schwefel) enthält

• Das Heteroatom kann mit seinen freien Elektronenpaaren zur Aromatizität (beschreibt die außergewöhnliche Stabilität von Molekülen wenn diese Aromatische Kriterien erfüllen)

• Sie gehören zu den Heterocyclen, die sich durch Ringe aus Kohlenstoff- und Heteroatomen auszeichnen

Typische Beispiele:

• Pyridin: Aromatischer Sechsring mit einem Stickstoffatom.

• Furan: Fünfring mit einem Sauerstoffatom.

• Thiophen: Fünfring mit einem Schwefelatom.

• Pyrrol: Fünfring mit einem Stickstoffatom

Elektrophile Substitution

• typische Reaktionmechanismus für Aromaten mit Halogene

• Aromat: z.B. Benzol, Halogen: Brom

• Bei Substitut wird Atom des Aromaten (H+) durch eins des Halogens ersetzt (Br2), es entsteht Bromwasserstoff und Brombenzol

• das passiert wie folgt

  • Brom-Moleküle nähert sich Benzolring und durch hohe Ladungsdichte in dem Benzolring wird Brom-Molekühl polarisiert

  • Ladung reicht jedoch nicht (wie bei den Alkenen) und das Brom-Molekül vollständig zu lösen

  • Erst ein Katalysator (z.B. Eisen(III)-Bromid) kann die Bindung vollständig aufgelöste werden

  • den Katalysator möchte ein Brom-Molekühl aufnehmen da das Eisen durch seine bindige zu anderen 3 Brom-Molekülen, eine leere außenschale bestitz, das es füllen möchte

  • Es entsteht FeBr4- Komplex und das positive geladen Br-Ione bleibt zurück das nun Bindung mit Benzolring eingehen kann

  • Erste wird eine pi-Bildungen erzeugt = diese ist energetische aber weniger günstig als sigma-Bindung

  • Bindet sich durch sigma-Bindung direkt an ein Kohlenwasserstoff, positive Ladung wir ein anderes C übergeben

• das H+ möchte die Bindung abgeben und das Eisen(III)-bromid hilft dabei indem es sich mit einem Brom vom Katalysator zusammen tut und HBr (Bromwasserstoff) bildet

links: Energie; rechts: Reaktionen

1. Aromaten-Ring des Benzols hat vor der Substitut ein niedriges Energie Niveau = energetisch günstig

2. Von außen kommt Brom-Ion: bildet zunächst pi-komplex welcher energetisch ungünstig

3. Sigma-Bindung wird erzeugt: welcher Energetische günstiger ist, weil er mesomerie-stabilisiert

4. Positive Ladung (H+) soll wieder abgegeben werden, was mit Katalysator möglich ist

5. Komplex geht in energetisch günstigen Zustand zurück

Elektrophile Zweitsubstitution

• es gibt eine fortlaufende Reaktion mit Beispiel Benzolring, der bereits Br-Ionen aufgenommen hat

• Kann noch ein weitere brom aufnehmen

• Dafür gibt es 3 unterscheidliche Konstitutionsisomere = also Positionen im Ring an denen das Ion durch ein H+ ausgetauscht werden könnte

• Ortho-, Meta- oder Para-Konstitution

  • Dabei wird Meta-Konstitution am wenigstens ausgebildet,

• Alkane sind Kohlenwasserstoffe die nur aus einfach Bindungen bestehen

Regel:

1. Finde die längste C-Kette (Hauptkette) und zähle aus wie vielen C diese besteht

2. Die Kette wird nach der homogen Reihe der Alkane benannt (1 x C: Methan etc.)

1. Kohlenstoffatome werden durchnummeriert. Es beginnt am kürzeren unverzweigtem Ende (also links, weil nur ein C vor Verzweigung) : die Nummer sind die Lokanten