Anorganische und Organische Chemie Zusammenfassung

Die Fähigkeit eines Atoms, Bindungselektronen anzuziehen. Je größer die Elektronegativität, desto stärker zieht das Atom Elektronen an.

Die Differenz der Elektronegativitätswerte zweier Atome in einer Bindung. Sie gibt Aufschluss über die Polarität der Bindung.

Eine chemische Bindung, die durch die elektrostatische Anziehungskraft zwischen entgegengesetzt geladenen Ionen entsteht. Sie entsteht zwischen Metallen und Nichtmetallen.

Eine chemische Bindung, die durch die gemeinsame Nutzung von Elektronen zwischen zwei Atomen entsteht. Sie entsteht meist zwischen Nichtmetallen.

Eine chemische Bindung, die durch die gemeinsame Nutzung von Elektronen zwischen Metallatomen entsteht. Die Elektronen bewegen sich frei zwischen den Atomen.

Eine besondere Art der intermolekularen Anziehungskraft, die zwischen einem Wasserstoffatom und einem elektronegativen Atom (z.B. Sauerstoff, Stickstoff oder Fluor) entsteht.

Eine Bindung, die zwischen einem Metall-Ion und einem Liganden entsteht. Der Ligand ist ein Molekül oder Ion, das an das Metall-Ion gebunden ist.

Die Halogenwasserstoffsäuren sind Säuren, die aus einem Halogenatom (Fluor, Chlor, Brom, Iod) und einem Wasserstoffatom bestehen. Sie haben die allgemeine Formel HX (X = Halogen). Beispiele sind Flußsäure (HF), Salzsäure (HCl), Bromwasserstoffsäure (HBr) und Iodwasserstoffsäure (HI).

Pseudohalogenwasserstoffsäuren sind Säuren, die formal eine Halogenwasserstoffsäure ähneln, aber ein Halogenatom durch eine Pseudohalogen-Gruppe ersetzt ist. Diese Gruppen enthalten ein oder mehrere nicht-metallische Atome, die sich in ihren Eigenschaften den Halogenen ähneln.

Die rationelle Nomenklatur der Elementhydride verwendet das Präfix "mono- (ein), di- (zwei), tri- (drei)", um die Anzahl der Wasserstoffatome im Molekül anzugeben. Es folgt der Name des Elements mit der Endung "-id".

Trivialnamen sind gebräuchliche Namen für chemische Verbindungen, die sich nicht aus der systematischen Nomenklatur ableiten lassen.

Derivate von Stammhydriden sind Verbindungen, die aus einem Stammhydrid abgeleitet sind, indem einige Wasserstoffatome durch andere Atome oder Gruppen ersetzt werden.

Die Anzahl der gemeinsamen Elektronenpaare zwischen zwei Atomen in einem Molekül. Bei Anionen wird die negative Ladung zu den Valenzelektronen addiert, bei Kationen wird die positive Ladung von der Anzahl der Valenzelektronen subtrahiert.

Entsteht durch Überlappung benachbarter Atomorbitale. Dabei gibt es zwei Arten von Bindungen: Sigma-Bindungen (S-S Überlappung) und Pi-Bindungen (Überlappung von p-Orbitalen).

Die räumliche Anordnung der Atome in einem Molekül. Sie wird durch die Anzahl der freien Elektronenpaare und die Anzahl der Bindungspartner beeinflusst.

Die Formallladung gibt die Ladungsverteilung in einem Molekül an. Sie wird berechnet, indem man von der Anzahl der Valenzelektronen des freien Atoms die freien Elektronen und die Hälfte der Bindungselektronen subtrahiert.

Ein Molekül mit delokalisierten -Elektronen. Dies bedeutet, dass die Elektronen nicht an ein bestimmtes Atom gebunden sind, sondern sich über mehrere Atome verteilen können.

Der Zustand, in dem die Hin- und Rückreaktion eines chemischen Prozesses mit gleicher Geschwindigkeit ablaufen. Das Gleichgewicht stellt sich ein, wenn die Konzentrationen von Edukten und Produkten konstant bleiben.

Beschreibt die Beziehung zwischen den Konzentrationen von Edukten und Produkten im Gleichgewicht. Er gibt an, in welchem Verhältnis Edukte und Produkte im Gleichgewicht vorliegen.

Das Prinzip von Le Chatelier besagt, dass sich ein System im Gleichgewicht verschiebt, um die Belastung zu verringern. Das bedeutet, dass die Reaktion so abläuft, dass die Belastung abgebaut wird.

Die Nebenquantenzahl, bezeichnet mit 'l', beschreibt die Form eines Atomorbitals. Die Werte von 'l' reichen von 0 bis n-1, wobei 'n' die Hauptquantenzahl ist. Für l = 0 ergibt sich ein kugelförmiges s-Orbital, für l = 1 ein hantelförmiges p-Orbital, für l = 2 ein kleeblattförmiges d-Orbital und für l = 3 ein f-Orbital.

Die Magnetquantenzahl, bezeichnet mit 'm', beschreibt die räumliche Orientierung eines Atomorbitals. Ihre Werte reichen von -l bis +l, wobei 'l' die Nebenquantenzahl ist. Beispielsweise hat ein p-Orbital (l = 1) drei mögliche Orientierungen im Raum, die durch m = -1, 0, +1 beschrieben werden.

Die Spinquantenzahl, bezeichnet mit 's', beschreibt den Eigendrehimpuls eines Elektrons, auch 'Spin' genannt. Elektronen besitzen einen magnetischen Dipolmoment, der sich wie ein kleiner Magnet verhält. Die Spinquantenzahl kann entweder +1/2 oder -1/2 sein, was den beiden möglichen Spinrichtungen entspricht.

Die Hauptquantenzahl, bezeichnet mit 'n', beschreibt die Energie und Größe eines Atomorbitals. Je größer die Hauptquantenzahl, desto höher die Energie und desto größer ist der Radius des Atomorbitals. Die Hauptquantenzahl kann alle positiven ganzen Zahlen annehmen, wobei n = 1 der niedrigsten Energie entspricht.

Das Pauli-Prinzip besagt, dass sich zwei Elektronen in einem Atom nicht in allen vier Quantenzahlen (n, l, m, s) gleichen können. Dies bedeutet, dass ein Elektronenorbital höchstens zwei Elektronen mit entgegengesetztem Spin aufnehmen kann.

Die Hund'sche Regel besagt, dass bei der Besetzung von Orbitalen der gleichen Energie (Entartung) zunächst alle Orbitale mit einem Elektron besetzt werden, bevor ein Orbital doppelt besetzt wird. Jedes einzelne Elektron besitzt dabei den gleichen Spin.

Die Elektronenkonfiguration beschreibt die Verteilung der Elektronen in den Atomorbitalen eines Atoms. Dabei werden die Orbitale nach ihrer Energie geordnet und mit der Anzahl der Elektronen besetzt, die sie enthalten. Die Elektronenkonfiguration ist entscheidend, um das chemische Verhalten eines Atoms zu verstehen.

Im Madelung-Energieschema werden die Atomorbitale nach ihrer Energie geordnet. Das Schema ermöglicht es, die Reihenfolge der Besetzung der Orbitale mit Elektronen zu bestimmen. Orbitale gleicher Energie werden dabei gleichzeitig besetzt.

Die maximale Menge einer reinen Substanz, die sich in 100 g eines Lösungsmittels bei einer bestimmten Temperatur löst.

Eine Reaktion, bei der ein Element gleichzeitig oxidiert und reduziert wird.

Durch gleichzeitige Reduktion und Oxidation wird aus einer höheren und einer niedrigeren Oxidationsstufe zweier Atome des gleichen Elements, eine dazwischenliegende Oxidationsstufe gebildet.

Eine chemische Reaktion, bei der Elektronen zwischen Atomen oder Ionen übertragen werden.

Ein Stoff, der Elektronen abgibt und somit oxidiert.

Ein Stoff, der Elektronen aufnimmt und somit reduziert wird.

Eine Spezies, die sowohl als Säure als auch als Base fungieren kann, indem sie ein Proton abgibt oder aufnimmt.

Eine Säure, die ein Proton abgeben kann.

Eine Base, die ein Proton aufnehmen kann.

Die Fähigkeit einer Spezies, ein Proton abzugeben, bezeichnet man als Säurestärke. Je größer die Säurestärke ist, desto leichter kann die Spezies ein Proton abgeben.

Die Fähigkeit einer Spezies, ein Proton aufzunehmen, bezeichnet man als Basenstärke. Je größer die Basenstärke ist, desto leichter kann die Spezies ein Proton aufnehmen.

Eine chemische Reaktion, bei der eine Säure ein Proton an eine Base abgibt.

Eine konjugierte Säure ist die Spezies, die entsteht, wenn eine Base ein Proton aufnimmt.

Eine konjugierte Base ist die Spezies, die entsteht, wenn eine Säure ein Proton abgibt.