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) 1.Die Elem...

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 selbst, die 2.Ionische Verbindungen 3.Molekülverbindungen vorliegen als (Festkörper) (Feststoffe, Flüssigkeiten, Gase) feste (Fe, Au) oder flüssige in Wasser löslich (NaCl) Metallkomplexe Metalle (Hg, Ga) (PtCl2(PMe3)2) - 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  WELLENMECHANIK Heisenberg‘sche Unschärferelation (1926/27): ∆𝒙 ∗ ∆ 𝒎 ∗ 𝒗 ≥ 𝒉/𝟒𝝅 Bedeutung: Es ist grundsätzlich unmöglich, von einem Objekt gleichzeitig den genauen Ort und den Impuls zu bestimmen (ebenso wenig ist es möglich, die Größen Energie und Zeit gleichzeitig zu bestimmen) ->Elektronen: Aufenthaltswahrscheinlichkeit ->Raum der Aufenthaltswahrscheinlichkeit: Orbital Berechnung der Orbitale: Schrödinger-Gleichung „Stehende Welle“ (Elektron im eindimensionalen Kasten): Eine zeitlich unveränderliche Welle ist eine stehende Welle. Eine nicht-stehende Elektronenwelle würde sich durch Interferenz zerstören, sie ist instabil. Stehende Elektronenwellen können sich auf einer Bohr‘schen Kreisbahn nur dann ausbilden, wenn der Umfang der Kreisbahn ein ganzzahliges Vielfaches der Wellenlänge ist: n λ = 2 𝝅 r Das Elektron im dreidimensionalen Kasten: - 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 l=0: s-Orbital, kugelförmig l=1: p-Orbitale, hantelförmig l=2: d-Orbitale, kleeblattförmig (l=3: f-Orbitale, l=4: g-Orbitale) 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 2n2 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 (2px, 2py, 2pz) 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 BF3 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) ∑ 𝑂𝑘𝑡𝑒𝑡𝑡𝑏𝑒𝑑𝑎𝑟𝑓−∑ 𝑉𝑎𝑙𝑒𝑛𝑧𝑒𝑙𝑒𝑘𝑡𝑟𝑜𝑒𝑛𝑒𝑛 3. = Anzahl gemeinsamer Elektronenpaare 2 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 (rotationssymmetrisch, zur Bindungsachse der beiden Atomkerne & ermöglicht freie Drehbarkeit der Atome um Bindungsachse 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-> -Elektronen sind delokalisiert - Teilchen mit delokalisierten -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, Co2-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 Formel d. Name d. korres. Name d. Säure Ampholyt ? korres. Säure Base Base OH- Hydroxidion (Hydroxid) O2- Oxidion Ja (NH4+ NH3 Ammoniak -> NH3 NH- - -> NH2-) Ja (H3O+ H2O Wasser -> H2O OH- Hydroxidion -> OH-) HS- Hydrogensulfid S2- Sulfit HPO42- Hydogenphosphat PO43- Phosphat H2O2 Wasserstoffperoxid HO2- - Hydrogencarbonat HCO3- CO3- Carbonat (Hydrogencarbonation) Blausäure HCN CN- Cyanidion Ammonium NH4+ NH3 Ammoniak (Ammoniumion) Ja (H2PO4- H2PO4- Dihydrogenphosphat -> HPO4 2- PO43- Phosphat -> PO4 3-) Schwefelwasserstoff H2S HS- Kohlensäure Ja (H2CO3 H2CO3 -> HCO3- HCO3- Hydrogencarbonat -> CO3 2-) Propansäuren (Propionsäure) C2H5COOH C2H5COO- Propanoat Ethansäure (Essigsäure) CH3COOH CH3COO- Etahnoat / Acetat Methansäure (Ameisensäure) HCOOH HCOO- Fluorwasserstoffsäure (Flusssäure)  Formel Formel d. Name d. korres. Name d. Säure Ampholyt ? korres. Säure Base Base HF F- Fluorid Phosphorsäure Ja (H3PO4 Dihydrogen- H3PO4 -> H2PO4- H2PO4- phosphation -> HPO42-) HNO4 Peroxosalpetersäure NO4- Peroxonitrat Salpetersäure HNO3 NO3- Nitrat HNO2 Salpetrige Säure NO2- Nitrit Oxoniumion (Hydronium) H3O+ H2O Wasser Peroxoschwefelsäure Schwefelsäure H2SO5 Ja (H2SO4 -> HSO4- HSO4- Hydrogensulfat H2SO4 -> SO4 2-) H2SO3 Schweflige Säure HSO3- Hydrogensulfit HSO4- Hydrogensulfat SO42- - HSO3- Hydrogensulfit SO32- Sulfition Salzsäure (Chlorwasserstoff) HCL CL- Chlorid HBr Bromwasserstoff Br- Bromid HI Wasserstoffiodid I- Iodid HClO unterchlorige Säure ClO- Hypochlorit HClO2 chlorige Säure ClO2- Chlorit HClO3 Chlorsäure ClO3- Chlorat HClO4 Perchlorsäure ClO4- Perchlorat C6H8O7 Citronensäure C5H5O7  Formel Formel d. Name d. korres. Name d. Säure Ampholyt ? korres. Säure Base Base Oxalsäure H2C2O4 Milchsäure C3H6O3 -> 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.