Chemie Klausurzusammenfassung PDF

**Chemie Klausurzusammenfassung** - Anorganische Chemie umfasst Chemie aller Elemente : - Salze - Wasser - Metalle - Nichtmetalle - Gase - Organische Chemie um fasst alle Kohlenstoffverbindungen - Substanzklassen (ein Beispiel pro Klasse Kennen) +-----------------------+----...

**Chemie Klausurzusammenfassung** - Anorganische Chemie umfasst Chemie aller Elemente : - Salze - Wasser - Metalle - Nichtmetalle - Gase - Organische Chemie um fasst alle Kohlenstoffverbindungen - Substanzklassen (ein Beispiel pro Klasse Kennen) +-----------------------+-----------------------+-----------------------+ | 1.Die Elemente | 2.Ionische | 3.Molekülverbindungen | | selbst, die | Verbindungen | (Feststoffe, | | | (Festkörper) | Flüssigkeiten, Gase) | | vorliegen als | | | +=======================+=======================+=======================+ | feste (Fe, Au) oder | in Wasser löslich | Metallkomplexe | | flüssige | (NaCl) | (PtCl2(PMe3)2) | | | | | | Metalle (Hg, Ga) | | | +-----------------------+-----------------------+-----------------------+ - [Namen Kennen :] - H2 Diwasserstoff (Dihydrogen) - H20 Dihydrogenoxid Wasser - O2 Disauerstoff (Dioxygen) - H2O2 Dihydrogendioxid (Wasserstoffperoxid) - O3 Trisauerstoff (Trioxygen) - NH3 Stickstofftrihydrid (Ammoniak) - SI-Einheiten - Säuren & Basen können   Aufgaben zur Dichte, Massenzahl, Teilchenzahl - n=m/M - n=c\*V  - Bohr'sche Atommodell: - Elektronen bewegen sich in einzelnen Bahnen um den Kern herum, Bewegung=Energieniveau-\> heute Orbitalmodell - Nur verstehen, dass es das gibt - Orbital= Aufenthaltsbereich, in dem ein Elektron mit großer Wahrscheinlichkeit aufzutreffen ist - Vier Quantenzahlen charakterisieren den Zustand des Elektrons im Atom. 1. Hauptquantenzahl n(n=1, 2, 3,..)-\> Größe des Orbitals 2. Nebenquantenzahl l (l kleiner gleich n-1)-\> Form des Orbitals 3. Magnetquantenzahl m (-l kleiner gleich m kleiner gleich +l)-\> Lage des Orbitals im Raum 4. Spinquantenzahl s (s= +1/2, s=-1/2)-\> Eigenrotation des Elektrons - Quantenzahlen für jedes Element bestimmen können [Periodensystem:] - Die Ordnungszahl entspricht der Protonenzahl, beim Atom auch der Elektronenzahl, Elektronen mit gleicher hauptquantenzahl werden als Schale zusammengefasst - Elektronen mit Hauptquantenzahl n = 1 gehören zur K-Schale, n = 2 bilden L-Schale, Es folgen die M-, N-, O-, P-, und Q- Schalen - Je größer n, desto größer der Radius der Kugelschale - Max. Elektronenbesetzung ist mit 2n^2^ erreicht - Maximal Besetzung 1 Orbitals: 2 Elektronen Antiparallele Ausrichtung - Alle Elemente einer Periode (Horizontale Reihe) besitzen selbe Schalenzahl - Elemente einer Gruppe besitzen gleiche Anzahl Valenzelektronen - Bei Hauptgruppen stimmt Zahl Valenzelektronen mit Gruppennummer überein [Elektronenkonfiguration] - Energieprinzip: Energieärmere Zustände werden von energiereicheren besetzt - Hund'sche Regel: Energiegleiche Orbitale werden zunächst einfach besetzt - Pauli Prinzip: Elektronen eines Atoms dürfen nicht in allen 4 Quantenzahlen übereinstimmen -\> 1 Orbital kann max. 2Elektronen (Untersch. Spins) aufnehmen **Hauptquantenzahl 1**= 1 kugelförmiges s-Orbital (1s) **Hauptquantenzahl 2**= 1 Kugelförmiges s-Orbital (2s)-\> größer als 1s + drei hantelförmige p-Orbitale, die senkrecht aufeinander stehen (2p~x,~ 2p~y~, 2p~z~) Keine Zeichnung nötig  - Reaktionsverhalten erklären: Elektronenverhalten ist beispielsweise günstig (Begründung mit Orbitalmodell)-\> Elemente energiegleich: Entartung - Ist ein magnetisches Feld vorhanden, wird die Entartung aufgehoben, die Orbitale sind je nach Orientierung im Raum nicht mehr energiereich **Hauptquantenzahl 3**=1 Kugelförmiges s-Orbital (3s)-\> größer als 2s + drei hantelförmige p-Orbitale, die senkrecht aufeinander stehen (3px, 3py, 3pz) und größer sind als die 2p-Orbitale + fünf 3d-Orbitale - 3d Orbitale -\> immer 5 Stück  - Ab Li 2s Orbital, Schreibweise wie Unten in Prüfung schreiben [Madelung Energieschema:]  1s-\> 2s-\>2p-\>3s-\>3p-\>4s-\>3d... **Ionenbindungen** WAS FÜR BINDUNGEN GIBT ES? - Ionische Bindungen ΔEN \> 1,8 - Kovalente Bindungen ΔEN ≤ 1,8 - Metallische Bindungen - Sonderfälle: - Wasserstoffbrückenbindung - Komplexbindung Wodurch unterscheiden sich diese? - ΔEN = Elektronegativitätsdifferenz ΔEN [Elektronegativität] - Maß für Fähigkeit eines Atoms, Bindungselektronen anzuziehen - Eine Bindung ist umso polarer, je größer ∆E Differenz ist - Bindungen zw. 2 gleichen Atomen sind stets unpolar - Wenn ∆E hoch-\> Element zieht Elektronen an sich  Regeln Elektronegativität: Flour größte Elektronegativität (4) In horizontalen ( in Periode von links nach rechts)-\> Zunahme ∆E In vertikalen (in Spalten von oben nach unten)-\> Abnahme ∆E Elektronenverteilung ausführen können : - Stabilität von Komplexen mit Hybridisierung begründen-\> Elektr.verteilung, Orbitalmodell  Berechnung des Radius (kaum Relevanz nächsten beiden Folien)  - Versch. Größe d. Atomradien-\> Verschiebung d. Anordnung von Anionen  Kovalenzradien der Hauptgruppenelemente als Funktion der Ordnungszahl - Hauptaussage: Es gibt Sprünge, vereinfachte Darstellung-\> nur Hauptgruppen zu sehen - ∆H-\> Energie - Vorzeichen weisen daraufhin ob: += exotherm oder - = endotherm  - Eigenschaften nennen können - Bei Aufgaben wenn nötig Annahmen treffen, wenn Werte fehlen-\> einen realistischen Wert abschätzen Lewis-Schreibweise Valenzstrichformeln: - verbindende/r Strich/e zwischen zwei Atomen: gemeinsames Elektronenpaar-\> Atome erreichen Edelgaszustand - Punkte oder Striche neben Atomen: Valenzelektronen ohne Bindung/nichtbindende Paare Oktettregel: Jedem Atom werden vier Elektronenpaare zugeordnet-\> es gibt auch Ausnahmen z.B BF~3~ Nichtmetalle: Zahl der Valenzelektronen = Nummer der Hauptgruppe Strategie zum Aufstellen von LEWIS-Formeln 1. Summe d. Valenzelektronen aller Atome bestimmen 2. Oktettbedarf für alle Atome berechnen (H-Atome2, alle anderen Atome 8) 3. [\$\\frac{\\sum\_{}\^{}{Oktettbedarf - \\sum\_{}\^{}\\text{Valenzelektroenen}}}{2}\$]{.math.inline}= Anzahl gemeinsamer Elektronenpaare Bei Anionen und Kationen muss die Ladung der Teilchen zu den Valenzelektronen addiert bzw. von der Zahl der Valenzelektronen subtrahiert werden) 4. Wasserstoff bindet an Sauerstoff 5. Mit freien Elektronen zum Oktett ergänzen Formallladungen erhält man, indem von Anzahl Valenzelektronen d. freien Atoms die freien e- & Hälfte der Bindungselektronen des Atoms im Molekül subtrahiert. Beispiel:  - Molekülorbitale-\> siehe Abi Chemiebuch S.24-29 - Kurze Zsmf:  Molekülgeometrie bis quadratisch planar Molekülorbitale entstehen durch Überlappung benachbarter Atomorbitale 1. S-S Überlappung: Einfachbindung-\> Sigma Bindung 2. Überlappung von p-Orbitalen, die nicht hybridisiert sind : mind. 2-fach Bindung-\> Pi-Bindung [Mesomerie] - Bezeichnung dafür, dass eine real existierende Struktur durch Kombination nicht existierender Grenzstrukturen beschrieben wird-\> π-Elektronen sind delokalisiert - Teilchen mit delokalisierten π-Elektronen sind mesomeriestabilisiert - Stabilste Form: mit wenigsten Ladungen & Teilchen mit 2 gleichen Ladungen die benachbart sind existiert nicht [Regeln-Molekülorbitale (MO):]  [Chemisches Gleichgewicht] - Edukt(blaue Kurve) wird nie O, da immer etwas zurück reagiert - Nach SP der Kurven: immer langsam werdende Reaktion bis Einstellung des chemischen GW [Reaktion noch nicht im Gleichgewicht, Kc wird zu Q (Reaktionsquotient):] - Q\ Hinreaktion bevorzugt „rechtsverschoben" - Q\>Kc -\> Rückreaktion bevorzugt „linksverschoben" - Q=Kc -\> Reaktion im Gleichgewicht Prinzip des kleinsten Zwangs(Le Chatelier) [Konzentration] - Alle Konzentrationen konstant - Bei Konzentrationserhöhung der Edukte, werden verstärkt Produkte gebildet (und umgekehrt) - Bei Konzentrationserniedrigung eines Produkts, läuft verstärkt die Hinreaktion ab [Druck ] - Nur bei Gasen möglich - Bei Druckerhöhung ist die volumenvermindernde Reaktion (bei Gasen: Stoffe mit kleineren Teilchenzahl) bevorzugt - Bei Druckerniedrigung ist die volumenvergrößernde Reaktion bevorzugt [Temperatur ] - Änderung der Gleichgewichtskonstante Kc - Temperaturerhöhung -\> endotherme (wärmeabsorbierende, energieverbrauchende) Reaktion wird verstärkt - Temperaturerniedrigung -\> exotherme (wärmeabgebende) Reaktion wird verstärkt - Bsp. Haber-Bosch Verfahren exotherme Hinreaktion, Co~2~-Hydrierung endotherme Hinreaktion [Katalysatoren] - Verändern nicht Lage des chemischen GW, eröffnen neue Reaktionswege, die in beiden Richtungen offen stehen & zu einer deutlich beschleunigten Einstellung d. GW beitragen - Optimieren Reaktionsabläufe-\> z.B weniger Energieaufwendung für Herstellung des Endprodukts nötig -\> Aktivierungsenergie geringer [Löslichkeitsprodukt] Das Löslichkeitsprodukt beschreibt die Konzentration der nach einer Fällung noch gelösten und an der Fällung beteiligten Ionen, hier Ag+ und Cl-. Ist das Produkt der Konzentrationen von Ag+ und Cl- (= das Ionenprodukt) in der Lösung geringer als das Löslichkeitsprodukt, so liegt keine gesättigte Lösung vor, es fällt kein AgCl aus und es bildet sich demnach kein Niederschlag. Überschreitet das Ionenprodukt (IP) das Löslichkeitsprodukt, dann fällt AgCl aus, weil die Löslichkeit von AgCl überschritten ist; es liegt also eine gesättigte Lösung vor.   Beispiel: Ein gleichioniger Zusatz enthält ein gleiches Ion wie die Lösung, das Gleichgewicht lässt sich dadurch verschieben-\> gleichionige Zusätze sehr schlecht wasserlöslich Nomenklatur *Nomenklatur von ionischen Verbindungen:* - Beginn Benennung mit elektropositivsten Molekülatom-\> danach immer weiter absteigend, bei gleicher Ladung: alphabetische Ordnung - Erst Kation, dann Anion benennen - Einatomige Anionen werden von Nichtmetallatomen gebildet. Sie erhalten den lateinischen Namen des Elements mit der Endung --id, z.B.: Br-- heißt Bromid(-Ion) - ! Wichtige Säuren, Base, Salze können-\> Abilernzettel anschauen! - Wasserstoffsäuren der Halogene: Flusssäure, Flusssäure, Bromwasserstoffsäure, Iodwasserstoffsäure - Wasserstoffsäuren der Pseudohalogene: CN-- (Cyanid), N3-- (Azid), OCN-- (Cyanat), SCN-- (Thiocyanat), CNO-- (Fulminat) - Blausäure HCN, Stickstoffwasserstoffsäure HN~3~, Thiocyansäure HSCN *NOMENKLATUR -- SÄUREN, BASEN UND SALZE* - Rationelle Nomenklatur der Elementhydride  - Trivialnamen der Elementhydride - Derivate der Stammhydride  - Zusammensetzung einfacher Basen: E(OH)n (E = Metall) Natriumhydroxid NaOH, Kaliumhydroxid KOH, Calciumhydroxid Ca(OH)~2~, Aluminiumhydroxid Al(OH)~3~ +-------------+-------------+-------------+-------------+-------------+ | **Formel d. | **Name d. | **Ampholyt | **Formel | **Name d. | | Säure** | Säure** | ?** | korres. | korres. | | | | | Base** | Base** | +=============+=============+=============+=============+=============+ | OH^-^ | Hydroxidion | | O^2-^ | Oxidion | | | (Hydroxid) | | | | +-------------+-------------+-------------+-------------+-------------+ | NH~3~ | Ammoniak | Ja (NH4+ | NH^-^ | \- | | | | | | | | | | -\> NH3 | | | | | | | | | | | | -\> NH2-) | | | +-------------+-------------+-------------+-------------+-------------+ | H~2~O | Wasser | Ja (H3O+ | OH- | Hydroxidion | | | | | | | | | | -\> H2O | | | | | | | | | | | | -\> OH-) | | | +-------------+-------------+-------------+-------------+-------------+ | HS^-^ | Hydrogensul | | S^2-^ | Sulfit | | | fid | | | | +-------------+-------------+-------------+-------------+-------------+ | HPO~4~^2-^ | Hydogenphos | | PO4^3-^ | Phosphat | | | phat | | | | +-------------+-------------+-------------+-------------+-------------+ | H~2~O~2~ | Wasserstoff | | HO^2-^ | \- | | | peroxid | | | | +-------------+-------------+-------------+-------------+-------------+ | HCO~3~^-^ | Hydrogencar | | CO~3~^-^ | Carbonat | | | bonat | | | | | | | | | | | | (Hydrogenca | | | | | | rbonation) | | | | +-------------+-------------+-------------+-------------+-------------+ | HCN | Blausäure | | CN^-^ | Cyanidion | | | | | | | | |  | | | | +-------------+-------------+-------------+-------------+-------------+ | NH~4~+ | Ammonium | | NH~3~ | Ammoniak | | | (Ammoniumio | | | | | | n) | | | | +-------------+-------------+-------------+-------------+-------------+ | H~2~PO~4~- | Dihydrogenp | Ja (H2PO4- | PO4^3-^ | Phosphat | | | hosphat | | | | | | | -\> HPO4 2- | | | | | | | | | | | | -\> PO4 3-) | | | +-------------+-------------+-------------+-------------+-------------+ | H~2~S | Schwefelwas | | HS^-^ | | | | serstoff | | | | | | | | | | | | Tierprotein | | | | | | e | | | | | | Nachschlag: | | | | | | Methionin - | | | | | | Schwefelwas | | | | | | serstoff | | | | | | \... | | | | +-------------+-------------+-------------+-------------+-------------+ | H~2~CO~3~ | Kohlensäure | Ja (H2CO3 | HCO3^-^ | Hydrogencar | | | | | | bonat | | |  | | | | +-------------+-------------+-------------+-------------+-------------+ | C~2~H~5~COO | Propansäure | | C~2~H5COO^- | Propanoat | | H | n | | ^ | | | | (Propionsäu | | | | | | re) | | | | +-------------+-------------+-------------+-------------+-------------+ | CH~3~COOH | Ethansäure | | CH~3~COO^-^ | Etahnoat / | | | (Essigsäure | | | Acetat | | | ) | | | | | | | | | | | |  | | | | +-------------+-------------+-------------+-------------+-------------+ | HCOOH | Methansäure | | HCOO^-^ | | | | (Ameisensäu | | | | | | re) | | | | | | | | | | | | eqiooki.de | | | | | | Journal | | | | | | Bilder | | | | +-------------+-------------+-------------+-------------+-------------+ | | | | | | +-------------+-------------+-------------+-------------+-------------+ | HF | Fluorwasser | | F^-^ | Fluorid | | | stoffsäure | | | | | | | | | | | | (Flusssäure | | | | | | ) | | | | | | | | | | | |  | | | | +-------------+-------------+-------------+-------------+-------------+ | H3PO4 | Phosphorsäu | Ja (H3PO4 | H2PO4- | Dihydrogen- | | | re | | | | | | | -\> H2PO4- | | phosphation | | | | | | | | | | -\> HPO42-) | | | +-------------+-------------+-------------+-------------+-------------+ | HNO~4~ | Peroxosalpe | | NO~4~^-^ | Peroxonitra | | | tersäure | | | t | +-------------+-------------+-------------+-------------+-------------+ | HNO~3~ | Salpetersäu | | NO~3~^-^ | Nitrat | | | re | | | | | | | | | | | |  | | | | +-------------+-------------+-------------+-------------+-------------+ | HNO~2~ | Salpetrige | | NO2^-^ | Nitrit | | | Säure | | | | +-------------+-------------+-------------+-------------+-------------+ | H~3~O+ | Oxoniumion | | H~2~O | Wasser | | | (Hydronium) | | | | | | | | | | | | Hydronium | | | | | | Oxonium ion | | | | | | Lewis | | | | | | structure, | | | | | | water | | | | | | transparent | | | | | | background | | | | | | PNG \... | | | | +-------------+-------------+-------------+-------------+-------------+ | H~2~SO~5~ | Peroxoschwe | Ja (H2SO4 | HSO~4~^-^ | Hydrogensul | | | felsäure | | | fat | | H~2~SO~4~ | | -\> HSO4- | | | | | Schwefelsäu | | | | | | re | -\> SO4 2-) | | | | | | | | | | |  | | | | +-------------+-------------+-------------+-------------+-------------+ | H~2~SO~3~ | Schweflige | | HSO~3~^-^ | Hydrogensul | | | Säure | | | fit | +-------------+-------------+-------------+-------------+-------------+ | HSO~4~- | Hydrogensul | | SO~4~^2-^ | \- | | | fat | | | | +-------------+-------------+-------------+-------------+-------------+ | HSO~3~- | Hydrogensul | | SO~3~^2-^ | Sulfition | | | fit | | | | +-------------+-------------+-------------+-------------+-------------+ | HCL | Salzsäure | | CL^-^ | Chlorid | | | (Chlorwasse | | | | | | rstoff) | | | | +-------------+-------------+-------------+-------------+-------------+ | HBr | Bromwassers | | Br^-^ | Bromid | | | toff | | | | +-------------+-------------+-------------+-------------+-------------+ | HI | Wasserstoff | | I^-^ | Iodid | | | iodid | | | | +-------------+-------------+-------------+-------------+-------------+ | HClO | unterchlori | | ClO^-^ | Hypochlorit | | | ge | | | | | | Säure | | | | +-------------+-------------+-------------+-------------+-------------+ | HClO~2~ | chlorige | | ClO~2~- | Chlorit | | | Säure | | | | +-------------+-------------+-------------+-------------+-------------+ | HClO~3~ | Chlorsäure | | ClO~3~^-^ | Chlorat | +-------------+-------------+-------------+-------------+-------------+ | HClO~4~ | Perchlorsäu | | ClO~4~^-^ | Perchlorat | | | re | | | | +-------------+-------------+-------------+-------------+-------------+ | C6H8O7 | Citronensäu | | C5H5O7 | | | | re | | | | | | | | | | | |  | | | | +-------------+-------------+-------------+-------------+-------------+ | H2C2O4 | Oxalsäure | | | | | | | | | | | | Oxalsäure, | | | | | | Ethandisäur | | | | | | e | | | | +-------------+-------------+-------------+-------------+-------------+ | C3H6O3 | Milchsäure | | | | | | | | | | | |  | | | | +-------------+-------------+-------------+-------------+-------------+ [-\>] schonTabelle enthalten nur zur Übersicht   Löslichkeit - Qualitative Löslichkeit: Frage löslich oder nicht? - Quantitative Löslichkeit: Maximale Menge einer reinen Substanz, die sich in 100 g eines Lösemittels bei einer bestimmten Temperatur löst-\> Temperatureinfluss - Für Klausur Werte kennen ab denen etwas löslich ist (blau markiert) - KLAUSUR! - Wenn Verbindung zu Verbindung x löslich ist Berechnung des: ↳Löslichkeitsprodukt, Stoffmengenangaben, bei NaCl2 Gesamtstoffmenge mal 2 da Cl doppelt vorliegt! - Evtl. Säure-Base-Ableitung REAKTIONSGLEICHUNGEN  Redoxreaktionen im sauren, alkalischen und neutralem Milieu [Oxidation:] Stoff A gibt Elektronen (e--) ab. Du nennst ihn Reduktionsmittel oder Elektronendonator. [Reduktion:] Stoff B nimmt die Elektronen (e--) auf. Du bezeichnest ihn als Oxidationsmittel oder Elektronenakzeptor. **Oxidation** Elektronenabgabe Reduktionsmittel → Produkt + **e^--^** Oxidationszahl: wird erhöht --------------- -------------------- ---------------------------------------- --------------------------------- **Reduktion** Elektronenaufnahme Oxidationsmittel + **e^--^** → Produkt Oxidationszahl: wird erniedrigt 1. Bestimmen der Oxidationszahlen 2. Bestimmen der Teilreaktionen (Oxidation, Reduktion) 3. Einzeichnen der übertragenen Elektronen 4. Ladungsausgleich 5. Stoffausgleich 6. Ausgleich der Elektronen 7. Addition der Teilgleichungen und Kürzen der Gesamtgleichung [Oxidationsmittel] sind in der Regel Elemente, die eine hohe Elektronegativität besitzen. Sie ‚wollen' somit Elektronen stark an sich ziehen. Generell gelten die Elemente der 6. und 7. Hauptgruppe als starke Oxidationsmittel. Das sind zum Beispiel Sauerstoff oder die Halogene Fluor oder Chlor. Folglich sind Elemente, die gerne Elektronen abgeben, gute [Reduktionsmittel]. Das sind vor allem Alkali- und Erdalkalimetalle wie Natrium oder Magnesium. Aber auch andere unedle Metalle wie Aluminium und Zink sind gute Reduktionsmittel. In saurem Milieu mit H3O+ In alkalischem Milieu mit OH- ausgleichen Mit Wasser ausgleichen Regeln der Bestimmung von Oxidationszahlen: [Disproportionierung:] Redoxreaktion, bei der ein Element gleichzeitig oxidiert und reduziert wird [Komproportionierung:] Durch gleichzeitige Reduktion und Oxidation wird aus einer höheren und einer niedrigeren Oxidationsstufe zweier Atome des gleichen Elements, eine dazwischenliegende Oxidationsstufe gebildet.