schmelzen <-> erstarren

verdampfen <-> kondensieren

sublimieren <-> resublimieren

Physikalisch: Nur Veränderung des Zustands des Stoffes.

Bsp: Form, Temperatur, Lage

Chemisch: Veränderung des Stoffes selbst.

Bsp: Rosten von Eisen, Verbrennung von Holz

Verbindungen sind Reinstoffe, die aus mehereren Elementen chemisch miteinander verbunden sind.

=> eindeutige chemische Formel

=> bestimmtes unveränderliches Verhältnis

=> kann mann nur durch Reaktion in die Elemente zerlegen

Gemenge/Gemische bestehen aus mehreren Reinstoffen/Stoffarten, die nicht chemisch sondern nur physikalisch miteinander vermengt sind.

=>keine chemischen Formeln

=>Mischverhältnis variabel

=>nur durch physikalischen Weg trennbar

78% N

21% O

1% sonstige Gase

Allgemein: Heterogen bedeutet uneinheitlich, homogen ist einheitlich.

Homogen: Einheitliche Mischung, man kann die Bestandteile der Mischung selbst unter dem Mikroskop nicht voneinander unterscheiden

Bsp: Legierungen wie Messing, Salz-/Zuckerwasser

Heterogen: Uneinheitliche Mischung, man erkennt mit blosem Auge oder Mikroskop verschiedene Bestandteile

Bsp: Öl in Wasser, Beton(Kies+Zement)

Bei einem chemischen Vorgang werden Stoffe so verändert, dass neue Stoffe mit neuen Eigenschaften entstehen.

Die Physik beschäftigt sich mit Zustandsänderungen von Stoffen.

Ein Element ist ein Grundstoff, der sich durch keine chemische Reaktion in einfachere Stoffe zerlegen lässt.

Atome sind die kleinsten Bausteine eines Elements.

Eine Lösung enthält den gelösten Stoff in so feiner Verteilung, dass das entstandene Gemenge homogen, also einheitlich erscheint.

Die Löslichkeit gibt an, wie viel Masse (g) eines Stoffs maximal in 100g Lösungsmittel bei bestimmter Temperatur gelöst werden können.

Bei steigender Temperatur nimmt die Löslichkeit der Feststoffe zu, die der Gase ab.

-Emulsion: Öl in Wasser

-Suspension: Flusswasser (Feststoffteilchen in einer Flüssigkeit)

-Rauch: Abgase (kleine Feststoffteilchen in Gasen)

-Nebel: Wolken (Flüssigkeitstropfen in Gasen)

-Schaum: Rasierschaum (Gasblasen in Flüssigkeit)

-Feststoffgemische: Trockenmörtel

• Konzentratrion: bezieht sich auf das Volumen der gesamten Mischung. Sie gibt an, wie viel von einem Stoff in einem bestimmten Volumen vorhanden ist.

• Anteil: ist ein Verhältnis von Teil zu Ganzem, wird in Prozent angegeben

-Sedimentieren/Dekantieren

=>dichteren Stoff absezten lassen, dann Flüssigkeit abgießen

-Filtrieren von Suspensionen

=>unterschiedliche Teilchengröße zum Trennen

-Destilieren von Lösungen

=>Flüssigkeit wird auf niedrigsten Siedepunkt erhitzt, verdampft und wird in Kühlgefäß gefangen

-Zentrifugieren

=>unterschiedliche Dichten werden genutzt

• Dichte

• Siedepunkt

• Löslichkeit

• Magnetismus

• Aggregatszustand

• Teilchengröße

mono

di

tri

tetra

penta

hexa

hepta

octa

-oxid

-hydrid

-sulfid

-chlorid

-fluorid

-carbid

Synthese: Stoff A + Stoff B -> Stoff AB

Analyse: Stoff AB -> Stoff A + Stoff B

Umsetzung: Stoff AB + Stoff CD -> Stoff AC + Stoff BD

Chemische Reaktion = Stoffumwandlung + Energieumsatz

exotherm => wird Energie frei

Bsp: Verbrennung Erdgas -> Wärme frei

endotherm => Energie notwendig

Bsp: Eis schmelzen -> Wärme notwendig

-Temperatur

-Stoffverteilung

-Konzentration

-Einsatz eines Kathalysators

Kathalysatoren (Auslöser) sind Stoffe, die Reakitonen auslösen oder beschleunigen und nach der Reaktion unverändert vorliegen.

=> sezten Aktivierungsenergie herab

Bsp:

-Platin beschleunigt als Katalysator die Oxidation von Schwefeldioxid zu Schwefeltrioxid, indem es die nötige Aktivierungsenergie senkt, ohne dabei selbst verbraucht zu werden.

-Abgaskathalysator: Edelmetalle (Platin, Palladium) wandeln giftiges Kohlenmonoxid und Stickoxide in weniger schädliche Gase um und nutzen dabei nicht ab.

-Atome können in keine einfacheren Bestandteile zerlegt werden

-bestehen aus Atomkern und Atomhülle

-In Atomhülle sind Elektronen

-In Atomkern sind Protonen und Neutronen => Masseteilchen

-Masse Proton fast gleich Masse neutron

-Fast ganze Masse in Atomkern

-Ladung Protonen und Elektronen gleich groß aber entgegengesetzt

-Im neutralen Atom ist Anzahl Protonen gleich Elektronen

A = Massenzahl, Gesamtsumme Protonen und Neutronen

E = Elementsymbol

Z = Ordungszahl, Anzahl Elektronen oder Protonen

Isotope sind die unterschiedlichen Atomarten eines Elements.

=> gleiche Ordungszahl, aber unterschiedliche Massenzahlen, da sich bei Isotopen nur die Anzahl der Neutronen im Kern unterscheidet.

-Maximal 7 Schalen

• schwerstes Atom: Uran mit 7 Schalen

• z = Anzahl Elektronen

• n = Anzahl Schalen

• z = 2 * n²

• Äußerste Schale max 8 Valenzelektronen

• Das chemische Verhalten der Elemente hängt von der Anzahl der Valenzelektronen ab

• HGN: Anzahl Elektronen auf Außenschale / Valenzelektronen

• PZ: Anzahl der Schalen

• Ordungszahl: - Anzahl Elektronen/Protonen

  -mit steigender Anzahl vergrößert sich Atommasse

• Elemente I. Hauptgruppe außer Wasser

  => reagieren mit Wsaser und bilden starke Laugen

• Elemente II. Hauptgruppe

  => bilden auch Laugen, jedoch schwächer

• Elemente VII. Hauptgruppe

  => bilden in Verbindung mit Metall leicht Salze

Durch die Zunahme von Protonen und damit der positiven Ladung von links nach rechts, werden die Elektronenschalen stärker angezogen. Dadurch sinkt der Atomdurchmesser von links nach rechts.

• u = atomare Masseneinheit : 1,66 * 10^-24 g

• m(A) = absolute Atommasse

• Ar = relative Atomasse (steht im PSE)

• Ar = m(A)/u | m(A) = Ar * u

• M = molare Masse eines Stoffes in g/mol -> entspricht Ar aus PSE

• Mr = relative Molekülmasse

• Zahlenwert von M = Mr

• m(M) = absolute Molekülmasse

• u = atomare Masseneinheit 1,66 * 10^-24

• N = Teilchenzahl

• n = Stoffmenge -> n = 1mol

• N a = Avogadrokonstante => 6,022 * 10^23 Teilchen pro mol

m = n * M

N = N a * n

• Normbedingungen: 0°C und 1013hPa

• 1 mol eines beliebigen Gases bei Normbedingungen: 22,4L

• Vmol = molares Volumen eines Gases in L/mol (22,4L bei Normbedingungen)

• V = tatsächliches Gasvolumen in L

• n = Stoffmenge in mol

• V = n * Vmol

• Jedes Element hat Bestreben nach Edelgaskonfiguration (voll besetzte Außenschale), da es ein energiearme und somit ein stabiler Zustand ist.

  
  

Die Elektronegativität ist die Fähigkeit der Atome, Bindungselektronen anziehen zu können.

Je größer die EN, desto eher ziehen sie Elektronen an.

• verbindet Nichtmetallatome

• Atome “teilen” sich Elektronen, indem sie gemeinsame Elektronenpaare bilden. Diese halten die Atomkerne zusammen und führen zur Bildung von Molekülen.

• Arten der Atombindung:

  • Unpolare Atombindung:

    • Tritt bei gleichen Atomen (H2, O2) oder Atomen mit fast gleicher EN auf.

    • Elektronenpaar befindet sich zwischen den Kernen

    • Merkhilfe für alle zweiatomigen Moleküle: “HONClBrIF” (Honkel-Brief) (Wasserstoff, Sauerstoff, Stickstoff, Chlor, Brom, Iod und Fluor kommen Elementar immer als Paar vor

  • Polare Atombindung:

    • Tritt bei unterschiedlichen Atomen mit verschiedenen EN-Werten auf

    • Elektronenpaar wird zum Atom mit höheren EN hingezogen

• Darstellung:

  • Nur Valenzelektronen werden dargestellt

  • Punkte = einzelne Elektronen

  • Striche: Ein Strich = gemeinsames (bindendes) oder ein freies Elektronenpaar

  • Bindungstypen: Je nach Anzahl der Paare gibt es Einfachbindung (H-H), Doppelbindung (O=O), Dreifachbindung (N=_N) und Vierfachbindung

• Bindigkeit

  • Gibt die Anzahl der bindenden Elektronenpaare eines Atoms bei Stoffen mit Atombindung an.

  • 1-bindig: H, Cl

  • 2-bindig: O, S

  • 3-bindig: N

  • 4-bindig: C

• schwache Kräfte zischen Molekülen

• Aggregatszustand: meist gasförmig oder flüssig bei Raumtemperatur

• meist niedrige Schmelz- und Siedepunkte

Nichtmetallatome verbinden sich mittels Atombindung.

Wenn ein neutrales Atom ein Elektron aufnimmt oder abgibt, entsteht ein Ion.

• verbindet Metalle mit Nichtmetallen => Metall gibt Elektronen ab, Nichtmetall nimmt sie auf

• Ionen:

  • Mehr Protonen als Elektronen => positiv geladen => Kathionen

  • Mehr Elektronen als Protonen => negativ geladen => Anionen

• Beide Atome erreichen dann durch Aufnehmen oder Abgeben von Elektronen die Edelgaskonfiguration

• hohe Anziehungskraft durch die entgegengesetzt geladenen Ionen

• Es bilden sich keine Moleküle sondern riesige, regelmäßige Strukturen (Würfelform) z.B. Salzkristall NaCl

• Aggregatszustand: Bei Normalbedingung fest

• Hart und spröde

• Schmelzpunkt: sehr hoch

• Leitfähigkeit:

  • fest: Isolator

  • in Lösung/Schmelze: Leiter

• Metalle und Legierungen liegen als Feststoffe in Form von Metallgittern vor

• Metallatome besitzten wenig Valenzelektronen, welche schwach an den Kern gebunden sind

• Die Atome geben diese Elektronen ab und werden zu positiv geladenen Metallionen

• Die abgegebenen Elektronen bewegen sich frei zwischen den positiven Ionen

• Die Bindung beruht auf der Anziehung zwischen positiven Metallionen und dem negativen Elektronengas

• Gute elektrische Leitfähigkeit

• Gute Wärmeleitfähigkeit

• Plastische Verformbarkeit

=> wegen den frei beweglichen Elektronen

Metalle werden innerhalb von Verbindungen zu positiven Ionen. sie geben dabei Elektronen ab.

Die Wertigkeit eines Elements gibt an, wie viele Elektronen bei der Bildung eines Stoffes mit Ionenbindung aufgenommen oder abgegeben werden.

Die Bindigkeit gibt die Anzahl der bindenden Elektronenpaare eines Atoms bei Stoffen mit Atombindung an.

• Erkenntnis: Verbrennungsprodukte sind massereicher als der Ausgangsstoff, da sie den aufgenommenen Sauerstoff enthalten

• Oxidation: Chemische Reaktion, bei der sich ein Stoff mit Sauerstoff verbindet

• Eine Oxidation liegt vor, wenn ein Element in einer chemischen Reaktion Elektronen abgibt.

• Oxidationen verlaufen im Regelfall exotherm (Energie wird frei)

  
  

• gibt Auskunft über die Elektronenverschiebung in einer Verbindung

• Regeln:

  • Elemente haben immer die Oxidationszahl 0

  • In neutraler Verbindung ergibt die Summe aller OZ immer 0

• Die OZ gibt die Anzahl der abgegebenen oder aufgenommenen Elektronen an

• Standardwerte: Wasserstoff hat meist +I und Sauerstoff meist -II

• Beispiele:

  • CaCl2: 1 * (+II) + 2 * (-II) = 0

  • Al2O3: 2 (+III) + 3 * (-II) = 0

• Positive Oxidationszahlen haben Atome einer Verbindung, die Elektronen abgeben (geringe EN)

Man unterscheidet bei Oxidationsvorgängen nach ihrer Reaktionsgeschwindigkeit:

• langsame Oxidationsvorgänge

• schnelle Oxidationsvorgänge/Verbrennungsvorgänge

• langsame Oxidationsvorgänge:

  • Oxidation von Eisen: 4Fe + 3O2 -> 2Fe2O3 (Eisen(III)-oxid)

    =>Das Rosen von Eisen wird duch Feuchtigkeit und Salze massiv beschleunigt

  • Oxidation von Aluminium: 4Al + 3O2 -> 2Al2O3 (Aluminiumoxid)

    =>Bildet eine sehr dünne, dichte Schutzschicht aus Aluminiumoxid, die das Metall vor weiterer Zerstörung schützt

  • Oxidation von Kupfer: 4Cu + O2 -> 2Cu2O (Kupfer(I)-oxid)

    =>An der Luft entsteht rötlich-braunes Kupfer(I)-oxid; Beim Erhitzen entsteht schwarzes Kupfer(II)-oxid

! In reinem Sauerstoff laufen Verbrennungsvorgänge und allgemein Oxidationsvorgänge wesentlich schneller ab.

• findet unter Flammenbildung statt

• Voraussetzungen für eine Verbrennung

  • Brennbarer Stoff

  • Sauerstoff

  • Erreichen der Entzündungstemperatur

• Bsp: Verbrennung Kohlenstoff: C + O² -> CO²

  =>Zu wenig Sauerstoff vorhanden: 2C + O² -> 2C0 (Kohlenmonoxid, unvollständige Verbrennung)

• Explosion: Durch eine schlagartige Oxidation eines fein verteilten Stoffes (Staub, Gas), entstehen plötzlich große Gasmengen, die eine Druckwelle erzeugen.

• Chemische Reaktion, bei der einem Stoff Sauerstoff entzogen wird

• Eine Reduktion liegt vor, wenn ein Element (der reduzierte Stoff) in einer chemischen Reaktion Elektronen aufnimt.

• Reduktionsvorgäne sind endotherme Vorgänge, man braucht Energie

  => Wärme oder Strom um Bindung zum Sauerstoff zu trennen

• Beispiele:

  • 2Fe + 3H²0 -> Fe²O³ + 3H²

    => Wasser wurde zu Wasserstoff reduziert, Eisen hat Sauerstoff aufgenommen und wurde somit oxidiert.

  • CuO + H² -> Cu + H²O

  • Fe²O³ + 3C -> 2Fe + 3CO

    => Eisenoxid wird reduziert, Kohlenstoff wird oxidiert

• Oxidationsmittel sind Stoffe, die an andere Stoffe Sauerstoff abgeben können. (O², HNO³, Cl²)

• Oxidationsmittel: „Spendet“ Sauerstoff -> wird selbst reduziert.

• ziehen Elektronen besonders stark an, sie können anderen Stoffen Elektronen entreißen

• Reduktionsmittel sind Stoffe, die anderen den Sauerstoff entziehen können. (H², C, CO)

• Reduktionsmittel: „Klaut“ Sauerstoff -> wird selbst oxidiert.

• geben Elektronen leicht ab

  
  

Redoxvorgänge sind alle chemischen Reaktionen, bei denen Elektronen getauscht werden.

=>Dabei muss Anzahl abegebenen gleich aufgenommenen Elektronen sein.

Da Reduktion und Oxidation immer gleichzeitig ablaufen heißt der Gesamtvorgang Redoxvorgang.

• Kennzeichen:

  • schmecken sauer

  • färben Lackmus rot

  • greifen Haut an

  • leiten Strom (werden dabei zersetzt)

• Beispiele:

  • Salpetersäure (HNO³)

  • Salzsäure (HCl)

  • Kohlensäure (H²CO³)

  • Schwefelsäure (H²SO4)

Säuremoleküle spalten ich in Wasser in positive Wasserstoffionen (H+ bzw H³O+) und negative Säurerestionen auf.

Dissoziation Chloridion

=> HCl + H²O ———————-> H³O+ + Cl-

Oxoniumion

Eine Säure ist stärker, je stärker sie dissoziiert ist, d.h. je mehr Wasserstoffionen bzw. Oxoniumionen pro Liter vorhanden sind.

Zu Salz + Wasser

• Herstellung Düngemittel

• Beizen von Metallen

• Lösungsmittel

  
  

• Reinigungsmittel

• Lötwasser

• Beizen, Reinigen und Ätzen von Metallen

• Herstellung Düngemittel

• Herstellung Farbstoffe

• Herstellung Sprengstoff

Halogene reagieren mit Wasserstoff zu Gasen, deren wässrige Lösungen Säure ergeben.

• Basen sind feste Verbindungen zwischen Metall und OH´-Ionen

• Eine Lauge entsteht, wenn sich eine Base in Wasser auflöst.

• schmecken seifig

• greifen organische Substanzen an

• färben Lackmus blau

Eine Lauge ist stärker je mehr freie OH´-Ionen vorhanden sind.

• Natronlauge (NaOH)

  =>Verwendung: Reinigungszwecke, Abbeizen, Ätzen und Herstellung feste Seifen

• Kalilauge (KOH)

• Calciumlauge (Ca(OH)²)

• Säuren: Nichtmetalloxid + Wasser -> Säure (z.B. S0³ + H²O -> H²SO4)

• Laugen: Metalloxid + Wasser -> Lauge (z.B. CaO + H²O -> Ca(OH)²)

• gibt die Stärke einer Säure oder Lauge an

• pH 0 - 7: Sauer ; pH 7: Neutral (reines Wasser oder neutrale Lösung) ; pH 7 - 14: alkalische Lösung (basische Wirkung)

• wird ermittelt durch Indikator: Ein Farbstoff (wie Lackmus), der durch Farbänderung den pH-Bereich anzeigt oder ein Indikatorpapier mit Farbvergleichskala

• Säuren in Verbindung mit Laugen reagieren zu Salz+ Wasser (NaOH + HCl -> NaCl + H²O)

• Säuren reagieren mit Laugen zu Salzen und Wasser. Diesen Vorgang nennt man Neutralisation

Salze bestehen aus Metallionen und Säurerestionen.

1. Unedles Metall + Säure -> Salz + Wasserstoff

2. Metalloxid + Säure -> Salz + Wasser

3. Säure + Lauge -> Salz + Wasser

4. Nichtmetalloxid + Lauge -> Salz + Wasser

5. Metall + Halogen -> Salz

Entstehen, wenn nicht alle Wasserstoffatome in der Säureformel durch Metall ersetzt werden

=> Bestehen aus Metallionen, Wasserstoffionen und Säurerestionen

Säuren weist man durch Lackmus nach, der rot gefärbt wird.

Ein Indikator ist ein Anzeiger, mit dem man Laugen oder Säuren nachweisen kann. Er ist ein Farbstoff, der durch diese Stoffe seine Farbe verändert.

Unedle Metalle stehen in der Spannungsreihe weiter links als edlere Metalle.Sie gehen leichter Verbindungen ein, weil sie leichter Elektronen abgeben als edlere Metalle.

In der Spannungsreihe nimmt das Bestreben der Metalle, Elektronen aufzunehmen, von links nach rechts zu.

Unedle Metalle drängen sich in die Lösung und schubsen edlere Metalle raus in den festen Zustand.

• Säure: beginnt fast immer mit H

• Base: endet auf OH

• Salz: Verbindung aus Metall + Nichtmetall