Kurzfragen

239-94=145

Element: besteht ausschließlich aus Atomen mit gleich viel Protonen im Kern (Ordnungszahl/ Kernladungszahl)

Isotope: Atome eines Elements unterscheiden sich in Anzahl der Neutronen unterscheiden

Pauli-Prinzip: Elektronen dürfen nicht in allen Quantenzahlen übereinstimmen. Folge: In jedem Orbital können sich maximal zwei Elektronen aufhalten, die sich allein im Spin unterschieden.

Hundsche Regel: Energetisch gleichwerte Orbitale werden zunächst nur mit einem Elektron besetzt. Stehen mehrere Orbitale gleicher Energie zur Verfügung, so werden diese zunächst alle einzeln mit parallelem Spin besetzt.

Die Besetzung der Orbitale erfolgt nach ansteigender Energie, d.h. Orbitale niedrigerer Energie werden zuerst besetzt. Erst bei Elementen höherer Ordnungszahl ergeben sich dabei Elektronenkonfigurationen, die nicht der erwarteten "Besetzungsreihenfolge" (s-p- d-f) entsprechen. Für die unteren Schalen gilt: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d

a) die verschiedenen Atomspektren der Elemente (außer Wasserstoff)

b) die räumliche Anordnung von Molekülen

1 mol ist die Menge eines Stoffes, die aus ebenso vielen Teilchen (Atome, Ionen, Mole- küle) besteht wie Atome in 12 g des Kohlenstoff-Isotops 12 C 6 enthalten sind, nämlich NA = 6,02214 × 10^23 mol−1 (Avogadro-Konstante).

Elektronennegativitäten voneinander abziehen und Betrag.

0,1-0,5 schwach

0,6-1 Mittel

1.1-1.6 stark positiv

Nur Gase!!!!!!

1. Metallbindung 2. Kovalente Bindung (= Atombindung und polare Atombindung) und 3. Ionenbindung: sie gehören zu den intramolekularen Bindungskräften, die zwischen den Atomen eines Moleküls wirken. 4. Van der Waals-Kräfte: z. B: Anziehungskräfte zwischen unpolaren Molekülen, z. B. Alkanen. 5.Wasserstoffbrückenbindung: Anziehungskräfte zwischen einem polar gebundenen Wasserstoffatom eines Moleküls mit einem freien Elektronenpaar eines anderen Moleküls; das Wasserstoffatom muss eine relativ hohe positive Partialladung aufweisen, das freie Elektronenpaar muss zu einem elektronegativen Atom (z.B. N, O) gehören. Beispiel: Wasserstoffbrückenbindung zwischen Wassermolekülen. 6. Dipol-Dipol-Kräfte: Kräfte zwischen polaren Molekülen aufgrund der Anziehung zwischen elektrisch entgegengesetzten Polen. Beispiel: Dipol-Dipol-Kräfte zwischen HCl-Molekülen. 4.-6. gehören zu den intermolekularen Bindungskräften, die zwischen Molekülen wirken

Als Edelgaskonfiguration wird die Elektronenkonfiguration (Orbitalbesetzung) eines Atoms/Ions bezeichnet, die hinsichtlich der Außenelektronen (= Valenzelektronen) der eines Edelgases entspricht. Bsp.: Na+ , Cl−

Die Elektronegativität (EN) beschreibt das Bestreben eines Atoms Bindungselektronen an sich zu ziehen. Anhand der Elektronegativitätsdifferenz von Bindungspartnern kann der Bindungscharakter abgeschätzt werden. Eine große Differenz der Elektronegativitäten deutet auf eine Ionenbindung hin.

Die Ionenbindung beschreibt eine anziehende Kraft, die negative und positive Ionen zusammenhält und zu einem Ionenkristall führt. Sie kommt durch den Übergang von Elektronen von einer Atomsorte auf eine andere zustande. Atome mit niedriger EN geben Elektronen ab und Atome mit hoher EN nehmen Elektronen auf, um eine Edelgaskonfiguration zu erreichen. Dadurch entstehen einfach oder mehrfach negativ geladene Anionen und einfach oder mehrfach positiv geladene Kationen.

Disproportionierung: Eine Redoxreaktion, bei der eine Substanz gleichzeitig zum Teil oxidiert und zum Teil reduziert wird.

Komproportionierung: Eine Redoxreaktion, bei der zwei Verbindungen, in denen das gleiche Element mit unterschiedlichen Oxidationszahlen vorliegt, zu einer Verbindung mit einer dazwischen liegenden Oxidationszahl reagieren.

Starke Säuren / Basen: dissoziieren in wässriger Lösung vollständig (HCl, HNO3, NaOH). Schwache Säuren / Basen: dissoziieren in wässriger Lösung nicht vollständig. Sie bilden nur partiell H+- bzw. OH-- Ionen aus (z. B- Essigsäure CH3COOH).

Mehrprotonige Säuren: Im Gegensatz zu einprotonigen Säuren (HCl), die nur ein Proton pro Molekül abgeben können, besitzen mehrprotonige Säuren mehrere Protonen, die abgegeben werden können (H2SO4, H3PO4).

1. 1. a)  Ein einzelnes Atom → 0

   2. b)  Ein einatomiges Ion → identisch der Ladung des Ions

   3. c)  Ein mehratomiges Ion → Summe der OZ aller Atome ist identisch der Ladung

   4. d)  Sauerstoff → i.d.R. -II

   5. e)  Wasserstoff→i.d.R. +I

1. Rührkesselreaktor (kontinuierlicher bzw. diskontinuierlicher Betrieb),

2. Strömungs- rohrreaktor (kontinuierlicher Betrieb),

3. Rührkesselkaskade (kontinuierlicher Betrieb)

Schlechte Durchmischung (Totzonen), Kurzschlussströmung, Kanalbildung, Temperatur- gradienten, Dispersion, Diffusion

Chemische Katalyse: höhere Raum-Zeit-Ausbeuten, möglicher Einsatz höherer Tempera- turen und Drücke zur Beschleunigung der Reaktion, häufig günstiger im großen Maßstab.

Biologische Katalyse: milde Reaktionsbedingungen, hohe Selektivität, komplexe Produkte leicht zugänglich.

Methan

Ethan

Propan

Butan

Pentan

Hexan

Heptan

Oktan

Alkene - doppelbindung

Alkine - dreifach “ “

(Bilden die ungesättigten Kohlenstoffe)

1. Funktionelle Gruppen sind Atomgruppen in organischen Verbindungen, die die Stoffeigenschaften und das Reaktionsverhalten der sie tragenden Verbindungen maß- geblich bestimmen. Verbindungen, die die gleiche funktionelle Gruppe tragen, werden zu Stoffklassen zusammengefasst (Alkohole, Amine, Carbonsäuren etc.).

1. Die Stoffgruppe der Alkohole zeichnet sich durch eine oder mehrere –OH Gruppen aus, die als funktionelle Gruppe an C-Atome gebundene Wasserstoffatome ersetzen.

1. Hybridisierung nennt man die Kombination verschiedener Atomorbitale (z.B. s-Orbitale und p-Orbitale) zu Hybridorbitalen mit neuer geometrischer Anordnung.

1. zwischen zwei Atomen nur σ möglich (Frei drehbar)

2. π Bei überlappung von p Orbitalen, nicht frei drehbar (Max 2 pro atompaar)

Schwefel Oxidation

Katalysische Oxidation

Absorption