Kartenstapel

Ein homogenes Gemisch besteht aus einer Phase, ein heterogenes Gemisch aus mehreren Phasen.

Eine Verbindung besteht aus mindestens zwei verschiedenen Elementen, ein Molekül

aus mindestens zwei Atomen, die durch kovalente Bindungen miteinander verbunden

sind. Insofern ist das Stickstoffmolekül N2 ein Molekül, aber keine Verbindung.

• Fetttröpfchen in Wasser: Emulsion

• Smog: Aerosol

• Trüber Tümpel: Suspension

Filtration. Die Rußpartikel im Abgas eines Dieselmotors sind sehr fein und liegen im

Bereich 10 nm bis 100 nm. Das Einatmen von derartigen Nanopartikeln ist stark ge-

sundheitsgefährdend. Daher müssen diese Partikel aus dem Abgas entfernt werden.

Dies geschieht durch Filtration. Die Rußfilter bestehen entweder aus keramischen Ma-

terialien oder aus Metall.

Adsorption. Aktivkohle ist ein poröses aus reinem Kohlenstoff bestehendes Material,

das hydrophoben Lösungsmittelmoleküle adsorbieren kann. Adsorption ist ein Prozess,

bei dem Atome oder Moleküler an der Oberfläche eines Festkörpers durch chemische

oder physikalische Bindungen festgehalten bleiben.

Dekantieren. Weinstein ist ein kristallines Material, welches sich aus Weinsäure und

Kalium bildet (Kaliumtartrat). Er ist in Wasser schwer löslich und fällt daher aus.

Beim Dekantieren wird der Wein vorsichtig in ein anderes Gefäß umgefüllt, ohne dass

der Weinstein mit umgefüllt wird.

Destillation. Erdöl ist ein Gemisch aus verschiedenen Kohlenwasserstoffen. Diese kön-

nen durch Destillation in verschiedene Fraktionen getrennt werden. Die Fraktionen

unterscheiden sich in ihrem Siedepunkt und können daher durch Destillation getrennt

werden. Dies geschieht großtechnisch in einer Raffinerie.

Extraktion. Die Duftstoffe in den Pflanzenteilen sind in der Regel lipophil, d.h. sie

lösen sich gut in organischen Lösungsmitteln. Aus den Pflanzenteilen können durch

kontinuierliche Extraktion durch Lösungsmittel wie Pentan oder überkritisches CO2

Duftstoffe gewonnen werden.

• Das Elektron bewegt sich auf einer Kreisbahn um den Kern

• Der Drehimpuls ist ein ganzzahliges Vielfaches des Planckschen Wirkungsquan-

tums

• Elektronen können nur von einer Bahn in eine andere springen und nehmen

dabei eine wohl definierte (d.h. quantisierte) Energiemenge auf oder geben diese

ab

• Das Bohr-Modell vermag die Spektrallinien des Wasserstoffatoms weitgehend zu

erklären.

• Eine beschleunigte Ladung sollte Strahlung abstrahlen (siehe Postulat 1)

• Das Bohrmodell funktioniert nur für das Wasserstoffatom. Für Atome mit meh-

reren Elektronen sind die Werte nicht gültig.

• Chemische Bindungen sind nicht zu erklären

• Die Aufspaltung von Spektrallinien unter dem Einfluss eines äußeren Magnet-

felds (Zeeman Effekt) kann nicht erklärt werden

• n Hauptquantenzahl: beschreibt die Größe und die Energie des Orbitals

• l Nebenquantenzahl: beschreibt die Form des Orbitals

• ml magnetische Quantenzahl: beschreibt die Orientierung des Orbitals im Raum

• ms Spinquantenzahl: beschreibt den Spin des Elektrons

• l ≤ n− 1 Nebenquantenzahl: l = 0, 1

• ml magnetische Quantenzahl: ml =−l, . . . , 0, . . . , l=−1, 0, 1

• ms Spinquantenzahl: ms = ± 1/2

• Pauli-Prinzip: In einem Atom können sich zwei Elektronen in einem Orbital nur

dann aufhalten, wenn sie sich in mindestens einer Quantenzahl unterscheiden.

• Hundsche-Regel: Bei der Besetzung von Orbitalen gleicher Energie werden zu-

nächst alle Orbitale einfach besetzt, bevor ein Orbital doppelt besetzt wird.

Das Pauli-Prinzip besagt, dass sich zwei Elektronen in einem Orbital nur dann auf-

halten können, wenn sie sich in mindestens einer Quantenzahl unterscheiden. Da das

1s-Orbital nur zwei Elektronen aufnehmen kann, muss das dritte Elektron in ein an-

deres Orbital mit höherer Energie, nämlich das 2s-Orbital.

Die Ionisierungsenergie eines Atoms ist die Mindestenergie, die benötigt wird, um ein Elek-

tron vollständig aus dem Atom zu entfernen

Allgemein nimmt die Ionisierungsenergie von links nach rechts im Periodensystem zu, d.h.

die steigende Ordnungszahl der Elemente führt zu einer erhöhten Kernladungszahl, die

Abschirmung der Kernladung durch Elektronen gleicher Hauptquantenzahl n ist nicht sehr

effizient. Allerdings gibt es spezielle Elektronenkonfigurationen, welche besonders stabil

sind. Diese sind für die Hauptgruppenelemente die s2 (voll besetztes s-Orbital) und die

s2p3 (halb besetztes p-Orbital) Konfiguration

Zuordnung: Li 5,390; Na 5,138; K 4,339; Rb 4,176; Cs 3,893 eV

Für die Umrechnung in kJ mol−1 gilt 1 eV = 96,486 kJ mol−1:

5.390 eV = 520.06 kJ/mol

5.138 eV = 495.74 kJ/mol

4.339 eV = 418.65 kJ/mol

4.176 eV = 402.92 kJ/mol

3.893 eV = 375.62 kJ/mol

Begründung: Die Atomradien nehmen zu, der Abstand der Außenelektronen vom Kern wird

größer, d.h. die Coulomb Energie der Valenz-Elektronen ist deutlich niedriger, die benö-

tigte Energie zur Entfernung eines Elekrons (=Ionisierungsenergie) folgt also dem Muster

Lithium >Natrium >Kalium >Rubidium >Caesium.

Die Gitterenergie ist die Energie, die frei wird, wenn sich die Ionen aus

unendlicher Entfernung, d.h. aus einem Zustand ohne Coulumb Anziehung, einander

nähern und einen Kristall bilden.

• VSEPR: Valence Shell Electron Pair Repulsion

• Beim VSEPR Modell handelt es sich um eine stark vereinfachte Theorie, wel-

che es erlaubt die Bindungsgeometrie um ein Zentralatom herum vorherzusagen.

Dabei nimmt man an, dass sich die Valenzelektronenpaare gegenseitig abstoßen.

Die Elektronenpaare werden sich derart um das Zentralatom anordnen, dass sie

maximal weit voneinander entfernt sind. So ergibt sich die Bindungsgeometrie.

Weiterhin nimmt man an, dass nicht-bindende Elektronenpaare eine stärker ab-

stoßende Wirkung haben als bindende Elektronenpaare.

In der Valenzbindungstheorie kann gezeigt werden, dass die Überlappung der Orbitale

zunimmt, wenn man diese hybridisiert. Dies überkompensiert die notwendige Anre-

gungsenergie der s-Atomorbitale.

Die Orbitale werden als sp-Hybridorbitale bezeichnet.

Die Kohlenstoffatome sind sp2 hybridisiert. Im Schema sind die unhybridisierten pz-

Orbitale gezeigt, sowie die an der C-C sigma Bindung beteiligten sp2-Orbitale. Für das

linke C Atom sind zudem auch die an den C-H Bindungen beteiligten C-H Bindungen

gezeigt (für das rechte C Atom weggelassen, damit die Übersichtlichkeit nicht zu sehr

leidet)

NaF > MgO > H2O > CH4

sind Dipole: H2O, NH3; keine Dipole (bedingt durch Symmetrie): CO2, CF4

mono, di, tri, tetra, penta, hexa, hepta, octa, nona, deca

Diarsentrioxid, Kaliumhydrogensulfat, Natriumdihydrogenphosphat

Sulfat, Sulfat, Sulfid, Nitrat, Nitrit

CaF2, Na2HPO4, SF4, (NH4)2CO3, Al2O3, P4O10

• 2 Al + 3 Cl2 −−→ 2 AlCl3

• 4 Na + O2 −−→ 2 Na2O

• 2 H2 + O2 −−→ 2 H2O

∆G = ∆H− T ∆S

• ∆G: freie Enthalpie

• ∆H: Enthalpie

• ∆S: Entropie

• Konzentration der Edukte

• Temperatur

• Aktivierungsenergie

• Druck

• Oberfläche

• Katalysator

Nein, der Katalysator hat keinen Einfluss auf die Gleichgewichtskonzentration. Ein

Katalysator verändert NICHT die Lage des chemischen Gleichgewichts. Er verändert

den Reaktionsmechanismus und damit die Reaktionsgeschwindigkeit. Stellen Sie sich

als stark vereinfachtes Beispiel den Brennerbasistunnel vor. Sie werden mit der Bahn

viel schneller von Innsbruck nach Bozen gelangen. Der Höhenunterschied zwischen

Bozen und Innsbruck bleibt aber gleich.

Ja, der Katalysator beschleunigt die Hin- und Rückreaktion gleich stark. Die Gleich-

gewichtseinstellung erfolgt schneller.

Ja, der Katalysator senkt die Aktivierungsenergie der Hin- und Rückreaktion. Die

Reaktion verläuft über einen anderen Reaktionsmechanismus.

Nein. Die Reaktion ist exotherm. Durch Temperaturerhöhung wird das Gleichgewicht

auf die Seite der Edukte verschoben. Die NH3-Konzentration im Gleichgewicht nimmt

ab.

Ja. Die Reaktion ist mit einer Volumenabnahme verbunden. Durch Druckerhöhung

wird das Gleichgewicht auf die Seite der Produkte verschoben. Die NH3-Konzentration

im Gleichgewicht nimmt zu.

Wasserstoff ist das häufigste Element im Universum mit 2/3 der Gesamtmasse. In der

Erdkruste ist Wasserstoff das zehnthäufigste Element.

• Fluor F2 ist ein gelbliches, stechend riechendes, giftiges und sehr reaktives Gas.

• Cl2 ist ein grünlich-gelbliches, charakteristisch riechendes, giftiges und reaktives Gas.

• Br2 ist eine rotbraune, stechend riechende, giftige und reaktive Flüssigkeit.

• I2 ist ein violetter Feststoff.

Keines der Halogene kommt in der Natur elementar vor, da die Halogene zu reaktiv sind.

Sie kommen nur in Form von Halogeniden oder in oxidierter Form, also ihren Sauerstoff-

verbindungen - den Anionen der Halogensauerstoffsäuren, vor.

• Fluor kommt in der Natur vor allem Fluorid z.B. im Flussspat vor CaF2

• Chlor kommt ebenfalls nur als Anion, also als Chlorid vor, vor allem als gut lösliches

als NaCl oder KCl

• Brom ist deutlich seltener als Chlor und kommt vor allem als KBr (in Meerwasser)

vor

• Iod kommt als Iodat vor, z.B. NaIO3 (Natriumiodat) als Bestandteil des Chilesalpe-

ters

Bei PCl3 und CCl4 handelt es sich um Moleküle mit kovalenter Bindung. Bei MgCl2 handelt

es sich um ein Salz mit ionischer Bindung. Man erkennt dies an den Elektronegativitäts-

differenzen. EN(P) = 2.19, EN(C) = 2.55, EN(Mg)=1.31, EN(Cl)=3.16. Im Fall der P-Cl

Bindung handelt es sich um einer relativ stark polarisierte kovalente Bindung. Das bedeutet,

dass erhebliche Partialladungen auf den Bindungspartnern auftreten. Die Strukturformeln

zu den kovalenten Verbindungen sind

Stärkere Wasserstoffbrückenbindungen treten nur zwischen F-H…F, H-O…H oder N-H…N

auf (die Wasserstoffbrückenbindung ist dabei gestrichelt dargestellt). Generell sind die Be-

dingungen für das Auftreten von starken H-Brückenbindungen: a) eine große Differenz der

Elektronegativität zwischen dem Wasserstoffatom und dem Bindungspartner und b) ein

freies Elektronenpaar am Bindungspartner. Da Wasser die höchste Elektronegativität in

der 16. Gruppe hat, ist die Differenz zwischen H-O am größten. Außerdem hat Was-

ser zwei freie Elektronenpaare, die als H-Brücken Akzeptoren fungieren können, d.h. dass

Wasser zwei Wasserstoffbrückenbindungen pro Molekül ausbilden kann.

Sie halten einen glimmenden oder brennenden Holzstab in das geöffnete Gefäß. Erlischt

das Feuer, handelt es sich um Stickstoff. Leuchtet die Flamme auf, handelt es sich um

Sauerstoff. Dieser Test wird auch Glimmspanprobe genannt.

Phosphorsäure ist eine äußerst wichtige Chemikalie, welche in sehr großen Mengen herge-

stellt wird. Dazu setzt man Hydroxyapatit, ein Calciumphosphat, mit Schwefelsäure um.

Dabei entsteht Calciumsulfat, welches als Gips abgetrennt wird, und Orthophosphorsäure.

Ca5(PO4)3OH + 3 H2SO4 3 CaSO4 + H3PO4 + 3 H2O

Phosphorsäure ist sehr hygroskopisch. Der Begriff hygroskopisch bedeutet, dass die Sub-

stanz Wasser aus der Umgebungsluft anzieht. Dies ist auch der Grund, weshalb Phos-

phorsäure in Form von Phosphorsäurelösungen gehandhabt wird. Die Konzentration der

Phosphorsäurelösung wird in Gewichtsprozent angegeben. Eine 85 %ige Phosphorsäurelö-

sung enthält also 85 g Phosphorsäure pro 100 g Lösung. Die Lösung besteht also zu 15 %

aus Wasser und zu 85 % aus Phosphorsäure.

Calciumcarbid reagiert mit Wasser zu Calciumhydroxid und Acetylen (Ethin), welches als gas entweicht.

CaC2 + 2 H2O —> Ca(OH)2 + C2H2↑

CO2 ist ein farbloses und geruchloses Gas. Es brennt nicht und kann daher als Feu-

erlöschmittel genutzt werden. Weiterhin ist CO2 schwerer als Luft und sammelt sich

am Boden.

• CO2 wird in der Lebensmittelindustrie genutzt, um zum Beispiel sprudelnde

Getränke herzustellen.

• CO2 wird als Schutzgas für verderbliche Lebensmittel genutzt (z.B. Äpfel).

• CO2 wird in Feuerlöschern genutzt.

• Überkritischer CO2 wird als Lösungsmittel genutzt, um z.B. Kaffee zu entkoffeinieren.