Chemie Zusammenfassung (Puchta)

0. Einführung in die Chemie Bei einem chemischen Vorgang verändert sich die Zusammensetzung der Stoffe, sodass neue Stoffe mit neuen Eigenschaften entstehen. Materie – die Gesamtheit aller Stoffe – kommt in 3 Aggregatszustände vor:

0.1 Aggregatszustände

0.2 Stoffe

0.2.1 Reinstoffe Reinstoffe grenzen sich durch klar definierte charakteristische Eigenschaften ab. Charakteristik bestimmen durch:

- Aggregatszustand - Schmelz + Siedepunkt (Druckabhängig) - Leitfähigkeit - Spektroskopische Daten - Dichte - Wanderstrecke in Chromatogramme - Löslichkeit

0.2.2 Stoffgemische Trennung von Stoffen durch Ausnutzung chemischer und physikalischer Eigenschaften:

- Destillation - Zentrifugieren - Filtration (z.B. Sieben) - Extraktion (herauslösen)

0.3 Experimentelle Stofftrennung

0.3.1 Sicherheitsunterweisung (AB mit Gefahrensymbolen)

0.3.2 Gerätekunde (AB mit Laborgeräte)

0.3.3 Destillation Die Destillation ist ein thermisches Trennverfahren, um ein flüssiges Gemisch verschiedener Stoffe zu trennen. (z.B. Alkoholdestillation)

1) Ausgangsgemisch zum Sieden bringen 2) Dampf am Kühlrohr kondensieren Unterschiedlicher Siedepunkt des Flüssigkeitsgemisches Aggregatsübergang von Flüssig in Gas / am Kolben wieder von Gas in Flüssig (Temperaturabfall)

0.3.4 Chromatographie Die Chromatographie ist ein Verfahren, um ein Stoffgemisch (z.B. Farbgemisch) analytisch zu trennen. Man unterscheidet:

- Verteilungschromatographie:

Unterschiedliche Verteilung auf zwei Phasen -> mobile und stationäre Phase

- Adsorptionschromatographie:

Adsorption von Substanzen an einer stationären Phase (meist glühendes Alluminiumoxid)

Beide Verfahren treten meist zusammen auf -> Adsorption an stationären Phase + lösen durch die

mobile Phase.

Typische Umsetzungen: - Flüssigkeits-(Säulen)-Chromatographie LC - Hochdruck- bzw. Hochleistungschromatographie HPLC - Gaschromatographie GC

Versuch mit Filzstiften:

Retentionsfaktor:

xF

f

sR

s

1. Atombau

1.1 Elementarteilchen

- Protonen p Ladung: +1 Gewicht: 1,673 * 10-24 g - Neutronen n Ladung: 0 Gewicht: 1.675 * 10-24 g - Elektronen e- Ladung: -1 Gewicht: 0,911 * 10-27 g

Ladung eines e- oder eines p: 1,6 * 10-19 Coulomb (Elementarladung)

1.2 Atomkern Atom Kern Hülle + positive Protonen - negative Elektronen o neutrale Neutronen = Masse des Atoms

Atome haben die gleiche Anzahl von positiven Protonen und negativen Elektronen -> neutral Neutronen sind ungeladen und sorgen für den Zusammenhalt im Kern. Isotope sind Atome, die sich nur in ihrer Nukleonenzahl unterscheiden -> unterschiedliches Gewicht.

Anzahl der Protonen

+ Anzahl der Neutronen Ladung Anzahl der Nukleonen

Elementsymbol Ordnungszahl = „Anzahl der Atome im Anzahl der Protonen Molekühl“

Da man das Gewicht eines Atoms kaum sinnvoll angeben kann, hat man sich auf die atome Masseneinheit u geeinigt:

1.3 Elektronenhülle Für die Eigenschaften eines Stoffes sind die Elektronen verantwortlich. Die Chemie befasst sich deshalb hauptsächlich mit der Hülle von Atomen. Der Elektronenaufbau in der Hülle ist durch das Orbital beschrieben.

1.4 Zustände der Elektronen

1.4.1 Hauptenergieniveau/-quantenzahl Führt man Energie einem Elektron zu, so entfernt es sich vom Kern und verbleibt dort nur sehr kurze Zeit. Danach fällt das Elektron wieder in die Grundstellung zurück und stößt ein Lichtquant bestimmter Energie aus. Je nach Farbe des Lichtes – und somit der Wellenlänge – entspricht einem bestimmten Energieniveau zwischen zwei Energiestufen. Elektronen können sich nur auf ganz bestimmten Energieniveaus aufhalten (Schalen): 1-Schale, 2-Schale, … n-Schale -> n = Hauptquantenzahl Zu jeder Schale gehören – laut dem Bohrschen Atommodell – n2 Orbitale.

1.4.2 Nebenenergieniveau / -quantenzahl Bei schwereren Elementen ist eine Nebenquantenzahl notwendig, um Berechnungen anstreben zu können:

- s: sharp - p: prinicpal - d: diffuse - f: fundamental

1.4.3 Aufgliederung der Nebenenergieniveaus Magnetquantenzahl Die magnetische Quantenzahl m kann ganzzahlige Werte von - l bis + l annehmen. Sie legt die räumliche Orientierung der Orbitale fest. Die Tabelle veranschaulicht zusammenfassend die möglichen Atomorbitale, die sich mit den unterschiedlichen Quantenzahlen ergeben:

Alternative Darstellung des Periodensystems:

1.4.4 Spin der Elektronen / Spinquantenzahl Auszugehen davon, dass Elektronen um ihre eigene Achse rotieren, sind nur zwei Richtungen möglich. Diese werden mit der Spinquantenzahl gekennzeichnet:

1

2

1

2

1.5 Aufenthaltsräume der Elektronen Berechnung von Erwin Schrödinger zufolge, halten sich Elektronen in sogenannten Orbitalen auf.

1.6 Verteilungsregeln für Elektronen

1.6.1 Energieprinzip Jedes Elektron versucht den energieärmsten Zustand einzunehmen, da dieser die größte Stabilität besitzt.

1.6.2 Pauliprinzip / Pauli-Verbot

- jedes Elektron ist einmalig in einem Atom - jedes Elektron im Orbital hat die gleiche Haupt-, Neben- und Richtungsquantenzahl. Man

unterscheidet nur im Spin!

o pro Orbital können maximal zwei Elektronen aufgenommen werden (1

2

1

2 )

o maximale Anzahl der Elektronen im klassischen Schalenmodell: 2 x n2

1.6.3 Hundsche Regel Orbitale gleicher Energien werden zuerst mit Elektronen parallelen Spins besetzt: Kurzschreibweise:

[HE] 2s22p3

Letztes Edelgas!

Elektronenzahl

Orbital Hauptschale

2.0 Periodensystem Im Periodensystem sind die Elemente nach ihrer Protonenanzahl sortiert.

> Die Kernladungszahl ist identisch mit der Ordnungszahl Die Feineinteilung erfolgt nach der Elektronenkonfiguration:

- Waagrechte Zeile: Periode Beschreibt die Hauptquantenzahl (Anzahl der Schalen). Die wichtigste Schale ist dabei immer die äußerste Schale (Valenzschale).

- Senkrechte Spalte: Gruppe Hier finden sich Elemente mit der gleichen Anzahl an Elektronen in der Valenzschale.

1. Hauptgruppe s1 Alkalimetalle

2. Hauptgruppe s2 Erdalkalimetalle

3. Hauptgruppe s2p1 Erdmetalle / Aluminiumgr.

4. Hauptgruppe s2p2 Kohlestoff-Silicium-Gr.

5. Hauptgruppe s2p3 Stickstoff-Phosphor-Gr.

6. Hauptgruppe s2p4 Sauerstoff-Schwefel-Gr.

7. Hauptgruppe s2p5 Halogene / Salzbildner

8. Hauptgruppe s2p6 Edelgase

2.1 Das Periodensystem als Ordnungssystem

2.2 Periodische Eigenschaften der Elemente

2.2.1 Der Verlauf des Atomradius

- Entlang einer Hauptgruppe nimmt der Atomradius von oben nach unten zu - Innerhalb einer Periode nimmt der Radius von links nach rechts ab. (die Zunahme der

Protonen führt zu einer stärkeren Anziehung der Elektronen)

2.2.2 Verlauf der Ionisierungsenergie Ionisierungsenergie ist die Energie die man braucht, um ein Elektron aus der äußersten Schale zu lösen, um eine Monokation auszubilden. Kationen sind positiv geladene Spezies – Anionen sind negativ geladene Spezies. Die Ionisierungsenergie nimmt in einer Periode von links nach rechts zu, da die zunehmen zahl positiver Protonen im Kern zu einer stärkeren Anziehung der Elektronen führt. Entlang der Hauptgruppe nimmt sie von oben nach unten ab - da die Entfernung zum Kern durch mehr Schalen die Elektronen schwächer anzieht.

2.2.3 Ionenradius

- Entlang einer Hauptgruppe nimmt der Ionenradius zu, da jeweils eine neue Schale betätigt wird.

- Entlang einer Periode nimmt der Ionenradius von links nach rechts zu, da die zunehmende Anzahl der verbleibenden Valenzelektronen sich gegenseitig abstößt!

2.2.4 Elektronennegativität EN ist ein Maß für die Bereitschaft Elektronen aufzunehmen oder abzugeben. Je größer die EN, desto lieber nimmt das Element Elektronen auf.

- Innerhalb einer Hauptgruppe nimmt die EN von oben nach unten ab - Innerhalb einer Periode nimmt die EN von links nach rechts zu.

Somit ist Fluor (F) mit >4 das größte EN-Element; Caesium (Cs) mit <1 das geringste EN

3.0 Mechanismus der Atombindung Atombindungen (Elektronenpaarbindung) werden zwischen Nichtmetallatomen ausgebildet.

Die Atome nähern sich an, die zwei halbbesetzen Atomorbitale überlagen sich. Dabei kommt jedes Elektron in den Anziehungsbereich beider Atomkerne. Diese halten sich dann bevorzugt zwischen beiden Atomkernen auf.

Die Bindungsenergie ist die Energie, die zur Spaltung einer Atombindung aufgebracht werden muss. Diese Energie wird bei der Atombindung auch frei.