alles!

Basen sind Protonenakzeptoren

d.h. ein Stoff der Protonen aufnehmen kann und dabei in dessen korrespondierende Säure übergeht

Die Zeit nach der die Hälfte eines radioaktiven Stoffes zerfallen ist.

Atomarten, deren Atomkerne gleich viele Protonen, aber unterschiedlich viele Neutronen enthalten (also gleiche Ordnungszahl, aber verschiedene Massenzahlen)

Es kommt zu keiner Änderung der p und n, zu keiner Elementumwandlung, sondern zu einer Änderung des Energiezustandes des Atomkerns

Moleküle oder Ionen, die abhängig vom Reaktionspartner sowohl als Säure als auch als Base reagieren können

das können auch mittlere Dissoziationsstufen von mehrwertigen Säuren/ Basen sein z.B. HSO4

Amphiprotische Lösungen besitzen außerdem die Fähigkeit zur Autoprotolyse

Elektronenpaarakzeptor

Ein Teilchen mit einer unvollständig besetzten äußeren Elektronenschale, das sich an das Elektronenpaar einer Base unter Bildung einer Kovalenten Bindung anöagern kann.

Bei einer Säure-Base-Reaktion findet ein Protonenübertragung von einer Säure auf eine Base statt

Elektronenpaardonator (Nucelophil)

d.h. ein Teilchen das ein freies Elektronenpaar besitzt, mit dem eine kovalente Bindung zu einem anderen Teilchen verknüpft werden kann.

Bildung einer kovalenten Bindungaus einer Säure (Elektrophil) und einer Base (Nucleophil), wobei das bindende Elektronenpaar stets von der Base stammt.

Säuren oder Basen können aus ungeladenen oder aus Ionen bestehen!

Danach wird unteiteilt in:

• Neutralsäuren - Ungeladene Säuren die ein Proton abgeben können

• Anionsäuren - negativ geladene Verbindungen die ein Proton abgeben können

• Kationsäuren - positiv geladene Verbindungen die ein Proton abgeben können

• Neutralbasen - ungeladene Moleküle die ein Proton aufnehmen können

• Anionbasen - negativ geladene Verbindungen die ein Proton aufnehmen können

• Kationbasen - positiv geladene verbindungen die ein Proton aufnehmen können

• Elektronegativität und Elementgröße haben einen Einfluss auf die Säurestärke

• Die Säurestärke nimmt innerhalb der Periode von links nach rechts zu

• Die Säurestärke nimmt innerhalb der Gruppen mit steigender Ordnungszahl ab (d.h. von oben nach unten) - der basische Charakter nimmt mit steigender Ordnungszahl zu

„Reaktion zwischen einer Säure und einer Base, bei der sich saure und basische Wirkung gegenseitig aufheben“

Hierbei entstehen Salze der Säuren.

Negativer dekadischer Logarithmus der Protonenaktivität / -konzentration

„Maß für den sauren oder basischen Charakter einer (wässrigen) Lösung“

Indikatoren sind organische Farbstoffe, die in Abhängigkeit vom pH-Wert ihre Farbe ändern. Sie sind selbst schwache Säuren/Basen.

Verfahren der quantitativen Analyse, bei der ein bekannter Stoff unbekannter Konzentration in einer chemischen Reaktion mit einer Maßlösung bekannter Konzentration umgesetzt wird.

Gibt die Abweichung der tatsächlichen Konzentration einer Maßlösung von der Nennkonzentration der Lösung angibt.

Ordnungsnummer = Protonenzahl = Elektronenzahl

1. Elektronen kreisen auf Bahnen um den Atomkern ohne Energieverlust

2. Sprunghafte Anhebung in äußere Schale ist durch Energie möglich

jede Bahn entspricht einem bestimmten Energieniveau /-beträgen

die Anziehungskräfte zwischen Protonen und Elektronen zwingen die Elektronen auf ihre Bahnen

Elektronen können angeregt werden, also auf ein höheres Energieniveau gehoben werden, dieses Energieniveau kann nicht gehalten werden und sie „springen“ zurück dabei emittieren sie Licht einer bestimmten Wellenlänge

die Wellenlänge entspricht der Energiedifferenz der Bahnen E

Elektronen zeigen sowohl einen Teilchencharakter als auch einen Wellencharakter vorweisen -> wellenmechanische Modell,

Elektronen entsprechen Teilchenwellen

Dies macht es unmöglich den genauen Ort oder die Geschwindigkeit eines Elektrons festzulegen. Dadurch ergeben sich für Elektronen nur Aufenthaltswahrscheinlichkeiten, diese Räume sind die Orbitale.

“Helium wird abgegeben”

Elemente mit um zwei verringerter Protonenzahl und um vier verkleinerter Nukleonenzahl

• Ordnungszahl um 2 kleiner

ein Neutron wird in ein Proton und ein Elektron umgewandelt, das Elektron wird aus dem Kern geschleudert, das Proton verbleibt im Kern

-> Element um eine Protonen / Ordnungszahl erhöht

besagt, dass Atome oft lonen oder Moleküle bilden, in denen sie 8 Valenzelelktronen besitzen, und so die stabile Edelgaslkonfiguration erreichen

Atom, Molekül oder Ion mit mindestens einem ungepaarten Elektron.

Radikale sind sehr reaktiv und existieren unter normalen Bedingungen meist nur kurze Zeit.

teilen von Valenzelektronen!

• Metallbindung

• Ionenbindung

• kovalente Bindungen

Nichtmetall und Metall

ab einer EN Differenz von 1,7

Vollständiger Übergang mindestens eines Elektrons von einem Bestandteil zum andern. Es entstehen Anionen (-) und Kationen (+)

elektrostatische Anziehungskräfte (ungerichtet)

regelmäßige räumliche Anordnung von Anionen und Kationen in einem homogenen Stoff im festen Zustand, der durch Ionenbindungen zusammen gehalten wird

Gitterenergie ist der Ionenladung direkt proportional, dem Ionenradius umgekehrt proportional. Je kleiner die Ionen sind, desto näher kommen sie sich -> größere Gitterenergie.

Energie, die frei wird, wenn sich Ionen aus unendlicher Entfernung nähern und zu einem Ionenkristall ordnen

Je kleiner die Ionen sind, desto näher kommen sie sich ➔ größere Gitterenergie

• stabiler und symmetrischer Form

• Sprödigkeit

• in Wasser (polaren Lösungsmitteln) gut löslich

• als Schmelze oder in Wasser gelöst elektrisch leitend.

Bindung entsteht dadurch, dass sich zwei Nichtmetalle ein 𝑒− teilen

-> erreichen die abgeschlossene Edelgaskonfiguration

Moleküle die mehr als 8 Valenzelektronen besitzen, da sie zusätzlich noch d-Orbitale nutzen können

Beispiele sind SO2, H3PO4, SO3, H2S

chemische Bidungen entstehen durch Überlappung von Molekülorbitalen.

-> Elektronen lokalisiert zwischen den Bindungspartnern

-> Mesomere Grenzformeln = Delokaliserung der Elektronen über die gesamte Bindung

-> pi und sigma Bindungen

entstehen durch seitliche Überlappung von p-Orbitalen (schwächer als σ-Bindungen und chemisch reaktiver) -> zweite und dritte Bindung bei doppel-/ dreifachbindungen

entstehen durch direkte Überlappung -> stark und stabil

Rotationssymmetrisch zur Verbindungsachse beider Atomkerne

besagt, dass wir sowohl die Position als auch die Geschwindigkeit eines Teilchens wie etwa eines Photons oder Elektrons nicht mit absoluter Genauigkeit kennen können

positive Überlappung

Bereiche der Orbitale mit gleichem Vorzeichen überlappen

-> Bindung

Negative Überlappung:

Entgegengesetzte Vorzeichen führen zur Abstoßung, zwischen

den Kernen

In Molekülen des Typs ABn ordnen sich die Elektronenpaare in der Valenzschale des Zentralatoms so an, dass der Abstand möglichst groß wird.

Freie Elektronenpaare E in einem Molekül AB1Em befinden sich im Gegensatz zu den bindenden Elektronenpaaren im Feld nur eines Atomkerns. Sie beanspruchen mehr Raum und verringern dadurch den Bindungswinkel der bindenden Elektronenpaare

Elektronegative Substituenten ziehen bindende Elektronenpaare stärker an sich heran und vermindern damit deren Raumbedarf.

Mehrfachbindungen beanspruchen mehr Raum als Einfachbindungen und verringern die Bindungswinkel der Einfachbindungen. Doppelbindungen liegen in der Äquatorebene.

4 sp3-Hybridorbitale aus einem s- und drei p-Orbitalen

das Energieniveau liegt zwischen s und p

-> Tetraeder Bildung (CH4, 109°)

2 sp2-Hybridorbitale aus einem s- und zwei p-Orbitalen

-> trigonal planar (120°)

2 sp-Hybridorbitale aus einem s- und einem p-Orbital

-> Lineare Moleküle (180°)

führt zu neuer Gestalt der Elektronenwolke.

Hybridorbitale besitzen größere Elektronenwolke als nicht-hybridisierte Orbitale.

Überlappung bei Bindungen mit Hybridorbitalen ist größer, weil Hybridorbital in Bindungsrichtung weiter ausgedehnt ist als ein p-Orbital.

nimmt mit zunehmender Bindungslänge ab

nimmt mit zunehmender Bindungspolarität zu

(höhere Bindungsenergie = instabiler)

durch eine hohe Elektronennegativitätsdifferenz entstehen innerhalb eines Moleküls partielle Ladungen (pole) (da ein Bindungspartner die gemeinsamen Elektronenpaare stärker für sich beansprucht und zu sich zieht)

bei symmetrischen Molekülen / Verbindungen fallen die Ladungsschwerpunkte zusammen

bei nichtsymmetrischen nicht -> zwei Pole im Molekül mit partiellen Ladungen

Allotropie - ein chemisches Element tritt in verschiedenen Strukturen im gleichen Aggregatszustand auf, die Strukturen unterschieden sich in physikalischen und chemischen Eigenschaften

Kohlenstoff: Diamant, Graphit, Fullerene

Metalle bestehen aus positiven Ionenrümpfen an den Gitterplätzen, die Valenzelektronen bewegen sich delokalisiert frei im gesamten Metallgitter -> Elektronengas

Die Energie die aufgewendet werden muss um eine Bindung zu lösen

„Zwei Teilsysteme verschiedener Temperatur, die im Wärmekontakt stehen, streben einen Gleichgewichtszustand an.“ 

> d.h. Energie wird abgeben an das Teilsystem mit geringerer Temperatur

„Energie kann weder erzeugt noch vernichtet, sondern nur in verschiedene Arten umgewandelt werden. Energiemenge ist nur vom Anfangs-/ Endzustand abhängig.“

wird genutzt für die Berechnung von Reaktionsenthalpien (Satz von Hess)

Kalorimetrie - Ermitteln wieviel Energie als Wärme in die Umgebung übergegangen ist

„Wärme kann nicht vollständig in Arbeit umgewandelt werden. Die übrige Wärmemenge führt zu irreversiblen Zustandsänderungen (Phasenwechsel durch Bindungsbruch -> Unordnung nimmt zu). Das Maß für diese Zustandsänderung ist die Entropie.“

Entropie ist ein Maß für die “Unordnung”

Der absolute Nullpunkt der Temperatur ist nicht erreichbar.

Substanzbereich, in dem die physikalischen und chemischen Eigenschaften homogen sind (im Gegensatz zu heterogenen Gemischen), z.B. Lösungen oder Reinstoffe

In Wasser gelöste Salze (also Ionen)

Zerfällt ein Stoff in wässriger Lösung oder in der Schmelze in Ionen, so ist er dissoziiert. Der Vorgang heißt elektrolytische Dissoziation, der Stoff Elektrolyt. Leitet den elektrischen Strom (Leiter zweiter Art)

Starke Elektrolyte (vollständig dissoziiert): z.B. HCl

Schwache Elektrolyte: organische Säuren wie Essigsäure

Echte Elektrolyte (bereits im Feststoff aus Ionen aufgebaut): z.B. NaCl

Unter einem reversiblen (umkehrbaren) Prozess versteht man einen Vorgang, bei dem die Rückkehr des Systems in den Ausgangszustand ohne irgendwelche Veränderungen im System selbst oder in der Umgebung möglich ist (Gleichgewichtsreaktion).

Ein Prozess ist irreversibel, wenn als Ergebnis seines Ablaufs Veränderungen im System oder seiner Umgebung zurückbleiben (z.B. Auflösen eines Salzes in H2O, alle Übergänge zu stabileren Zuständen).

quantitatives Maß für den Stoffumsatz (Ausbeute) einer chemischen Reaktion, und bietet eine Aussage darüber, wo das Gleichgewicht liegt. Der Zahlenwert von Kc hängt vom Reaktionsdruck und der Reaktionstemperatur ab, ist aber unabhängig von den Konzentrationen der an der Reaktion beteiligten Stoffe

Übertragung von H+ zwischen zwei Reaktionspartnern

Aufspaltung einer chemischen Verbindung durch Anlagerung eines Wassermoleküls (H2O).

pH-Wert steigt nicht proportional zur Menge der zugegebenen Base

• Nicht toxisch

• Wasserlöslich

• Nicht membran-durchlässig

• Kein Einfluss auf Ionenstärke

• Chemisch stabil

Pufferlösungen stabilisieren den pH-Wert, indem sie H⁺- oder OH⁻-Ionen abfangen.

Ein Puffersystem besteht aus:

1. Einer schwachen Säure (die Protonen abgeben kann)

2. Ihrer konjugierten Base (die Protonen aufnehmen kann)

Wenn Säure (H⁺) oder Base (OH⁻) hinzugefügt wird, reagieren sie mit der Pufferkomponente, sodass sich der pH-Wert kaum ändert

• pH = pH-Wert der Lösung

• pKₛ = Säurekonstante der schwachen Säure

• [Base] / [Säure] = Verhältnis von konjugierter Base zur Säure

➡ Damit kann man berechnen, welchen pH-Wert ein Puffer bei einer bestimmten Konzentration hat!

stark

HI / I-

HBr / Br-

stark

HCl / Cl-

stark

H2SO4 / HSO4-

stark

HNO3

stark

H3PO4

HF

stark

H2CO3

mittelstark d.h. Berechnung für schwache Säuren

H2S

mittelstark d.h. Berechnung für schwache Säuren

H2SO4

mittelstark d.h. Berechnung für schwache Säuren

HCN

CN-

NH4+

NH3

HNO2

NO2-

H3O+

H2O

HSO3

SO3-