Содержание
- 2. Einführung: Chemie ist die Lehre von Stoffen und Stoffveränderungen. Physik ist die Lehre von Zuständen und
- 3. Chemische Reaktionen, also substantielle Umwandlungen von Stoffen, werden oft durch Zustandsveränderung ausgelöst, weshalb physikalischen Veränderungen in
- 4. Chemie ist die Lehre von Stoffen und Stoffveränderungen Was ist ein Stoff ? Das Material woraus
- 5. Zerlegung heterogener Systeme: Die Zerlegung heterogener System kommt durch Ausnutzung der unterschiedlichen physikalischen Eigenschaften der einzelnen
- 6. Die Auftrennung durch Dichteunterschiede wird bei flüssig-flüssig Gemischen (Emulsionen) durch Absetzen in einem Scheidetrichter erreicht:
- 7. Manche Emulsionen sind stabil (stabile Emulsionen haben auch Bedeutung in der Arzneimittelherstellung, der Kosmetik und der
- 8. Unterscheiden sich die Phasen eines festen heterogenen Gemisches durch den Schmelzpunkt, so kann das Gemisch erhitzt
- 9. Unterscheiden sich die Phasen in ihrer Teilchengröße, so können feste heterogene Systeme durch Sieben oder Sortieren
- 10. Fest-gasförmige Systeme (zb. Rauch, Aerosol) können durch Durchleiten durch ein Wattefilter getrennt werden oder mit Hilfe
- 11. Trennung homogener Systeme: Bei dem homogenen kann es sich schon um einen an sich reinen Stoff
- 12. Trennung homogener Systeme: Physikalische Methoden: Hier wird zb. eine flüssige Phase durch Temperaturänderung, Zusatz anderer nicht
- 13. Diesen Vorgang bezeichnet man als Destillation.
- 14. Auf diese Weise kann auch ein fester Bestandteil, der nicht verdampft, von einem flüssigen verdampfbaren getrennt
- 15. Homogene Mischungen von Gasen können verflüssigt und anschließend destilliert werden (zb. Destillation verflüssigter Luft: auf diese
- 16. Trennung durch Zugabe eines Lösungsmittels. Beispiel: eine wässrige Lösung einer Substanz, die auch in einem lipophilen
- 17. Trennung durch Zugabe eines Lösungsmittels.
- 18. Trennung durch Zugabe eines Lösungsmittels. Dieses Verfahren ist auch auf andere Aggregatzustände anwendbar: So kann man
- 19. Trennung durch Adsorption: Beispiel: Cola ist eine Lösung unterschiedlicher Substanzen, Zuckert, Farbstoffe ect., jedenfalls ein homogenes
- 20. Trennung durch chemische Umsetzung: Hier wird ein homogenes Gemisch dadurch getrennt, dass einer der Bestandteile durch
- 21. Nachdem das heterogene oder das homogene Gemisch aufgetrennt wurde, erhält man einen reinen Stoff. Ein wesentliches
- 23. Nach der altgriechischen Vorstellung von der Materie kommt man nach wiederholter Zerteilung zu einem kleinsten unteilbaren
- 24. Über den Aufbau chemischer Verbindungen: Chemische Verbindungen sind aus Elementen aufgebaut, dabei gelten folgende Gesetze: Gesetz
- 25. Über den Aufbau der Elemente: Elemente sind aus Atomen aufgebaut. Experimente von Rutherford, bei denen er
- 26. Über den Aufbau der Atome: Das Proton: Aus Atomen und Molekülen können Elektronen entfernt werden, es
- 27. Über den Aufbau der Atome: Das Elektron: Bei Versuchen elektrischen Strom durch ein Vakuum zu leiten
- 29. Jede Materie kann demnach in die Elementarteilchen Elektronen, Protonen und Neutronen zerlegt werden. Wodurch unterscheiden sich
- 30. Atomsymbole Ein Atom wird zunächst mit zwei Zahlen identifiziert: Der Ordnungszahl und der Massenzahl. Ordnungszahl Z
- 31. Atomsymbole Neben der Ordnungszahl und der Massenzahl wird rechts oben noch die Ionenladung (Ladungszahl) angegeben und
- 32. Isotope: Isotope sind Atome gleicher Ordnungszahl aber unterschiedlicher Massenzahl. Da sie die gleiche Ordnungszahl besitzen spricht
- 33. Isotope: Isotope werden nicht von allen Elementen ausgebildet, es gibt Elemente, die nur in Form eines
- 34. Atommasse: Wegen ihrer geringen Masse können Atome nicht gewogen werden. Deshalb Angabe relative Atommassen : Früher
- 35. Die Elektronenstruktur der Atome: Atommodell: Positiv geladener Kern, umgebende Elektronen. Die Anzahl, Verteilung und Energie der
- 36. Die elektromagnetische Strahlung: Es gilt folgender Zusammenhang: c = λ.ν Spektrum der elektromagnetischen Strahlung:
- 37. Die elektromagnetische Strahlung: Die Beschreibung der Elektromagnetischen Strahlung als Wellenbewegung erfasst viele Eigenschaften erfolgreich. Es gibt
- 38. Atomspektren: Wird weißes Licht durch ein Prisma geleitet, so erhält man ein kontinuierliches Farbspektrum, das aus
- 39. Das Bohr‘sche Atommodell: Ein Elektron kann sich nur auf bestimmten Kreisbahnen aufhalten. Die Kreisbahnen werden auch
- 40. Das Periodensystem: Es wurde zunächst festgestellt, dass Elemente mit ähnlich Massenzahlen auch ähnliche chemische Eigenschaften haben
- 42. Das Periodensystem: Die ersten beiden senkrechten Spalten sind die beiden ersten Hauptgruppen. In ihnen werden die
- 43. Zur Erklärung der Orbitale: Wellenmechanik: 1900 -1905 wurde die Quantentheorie des Lichts von Max Planck und
- 44. Die Heisenbergsche Unschärferelation: Nach der Bohr‘schen Theorie ist das Elektron ein bewegtes Teilchen. Um seine Bahn
- 45. Das Elektron im Kasten: Stellt man sich ein Elektron in einem eindimensionalen Kasten vor, so verhält
- 46. Quantenzahlen: Charakterisieren die Aufenthaltsbereiche eines Elektrons in einem Atom. Um ein Elektron vollständig zu charakterisieren braucht
- 49. Quantenzahlen: Charakterisieren die Aufenthaltsbereiche eines Elektrons in einem Atom. Um ein Elektron vollständig zu charakterisieren braucht
- 50. Das Pauli Prinzip : Ist ein Ausschlussprinzip nach dem keine zwei Elektronen in einem Atom in
- 52. Hund‘sche Regel: Orbitalbesetzung: Die Verteilung der Elektronen eines Atoms auf die verschiedenen Orbitale nennt man Orbitalbesetzung.
- 54. Einfluss der Orbitalbesetzung auf die magnetischen Eigenschaften von Substanzen: Substanzen in denen ungepaarte Elektronen vorhanden sind,
- 55. Die Elektronenstruktur der Elemente: Ausgehend vom Wasserstoff wird jeweils ein Proton im Kern und ein Elektron
- 56. Im Periodensystem der Elemente sind die Elemente nach ihrer Elektronenkonfiguration geordnet: Maßgeblich ist dabei das als
- 58. Ionen: Ionen sind Atome oder Moleküle, die eine elektrische Ladung tragen. Kationen sind positiv geladen, sie
- 59. Ionische Verbindungen sind aus Kationen und Anionen aufgebaut, sie bilden im festen Zustand Kristalle, in denen
- 60. Ionen: In diesem Kristall kommt genau ein Chloridion auf ein Natriumion, die chemische Formel NaCl beschreibt
- 61. Ionen: In diesem Kristall kommt genau ein Chloridion auf ein Natriumion, die chemische Formel NaCl beschreibt
- 62. Eigenschaften der Atome, Bindungen: Verbinden sich Atome miteinander zu einer chemischen Verbindung, treten Veränderungen in der
- 63. Eigenschaften der Atome, Bindungen: Die kovalente Bindung Hier teilen sich Atome gemeinsam Elektronen. Eine kovalente Bindung
- 64. Eigenschaften der Atome, Bindungen: Die metallische Bindung: Tritt bei Metallen und Legierungen auf. Zahlreiche Atome sind
- 65. Eigenschaften der Atome, Bindungen: Die Atomgröße: Die chemischen Eigenschaften der Atome werden primär durch ihre Kernladung
- 66. Eigenschaften der Atome, Bindungen: Die Atomgröße: Wird nun der Abstand zwischen zwei Atomen, einer chemischen Verbindung
- 67. Eigenschaften der Atome, Bindungen: Die Atomgröße: Weiter effektive Größen von Atomen: Ionenradien Metall-Atomradien Der effektive Radius
- 68. Eigenschaften der Atome, Bindungen: Die Atomgröße: Bei den Hauptgruppenelementen nehmen die Kovalenzradien und auch die van
- 69. Ionisierungsenergie: Allgemein nimmt die Ionisierungsenergie innerhalb einer Hauptgruppe des Periodensystems mit zunehmender Ordnungszahl ab. Die Atomgröße
- 70. Ionisierungsenergie: Dritte Ionisierungsenergie: Wenn von einem zweifach positiv geladenen Ion ein weiteres Elektron entfernt wird. Je
- 71. Elektronenaffinitäten: Die Energie, die bei der Aufnahme eines Elektrons durch ein Atom freigesetzt wird, ist die
- 72. Die Ionenbindung: Bei den Hauptgruppenelementen nehmen nur die Valenzelektronen der äußersten Schale and chemischen Reaktionen teil.
- 74. Bei der Reaktion eines Natrium Atoms mit einem Chlor Atom gibt das Natrium sein Valenzelektron ab,
- 75. Die positiv geladenen Natriumionen und die negativ geladenen Chlorid-ionen ordnen sich abwechselnd in einem Ionenkristall an.
- 76. Die Gitterenergie: Fügt man weit voneinander entfernte, im Gaszustand befindliche positive und negative Ionen zu einem
- 77. Die Gitterenergie: 2. Man verdampft und ionisiert beide Reaktionspartner und lässt die Reaktion von den gasförmigen
- 78. Die Gitterenergie: Bildung der Chlorid-Ionen: Aufnahme von Elektronen: Cl (g) + e- → Cl- Elektronenaffinität ΔHEA
- 80. Arten von Ionen: Die Bildung von Ionen mit Edelgaskonfiguration ist begünstigt: Deshalb bildet Natrium leicht Na+
- 81. Ionenradien: Der Ionenradius für ein Kation ist immer kleiner als der Kovalenzradius für das gleiche Element.
- 82. Nomenklatur von Ionenverbindungen: Mehratomige Kationen bestehen aus mehreren Atomen, die durch kovalente Bindungen miteinander verknüpft sind.
- 83. Nomenklatur von Ionenverbindungen: Mehratomige Anionen: OH- Hydroxid, CN- Cyanid, OCl- Hypochlorit, ClO3- Chlorat, SO32- Sulfit, SO42-
- 84. Die kovalente Bindung: Bei Reaktionen von Metallen mit Nichtmetallen geben die Metallatome Elektronen ab und die
- 85. Um ein Element oder eine Verbindung korrekt zu beschreiben verwendet man chemische Formeln: Jedes vorhandene Element
- 86. Sollte gezeigt werden, wie die einzelnen Atome miteinander verknüpft sind, bedient man sich der Strukturformel oder
- 87. Die Strukturformel zeigt jedoch nicht die tatsächliche räumliche Anordnung der Atome. Manche Formelzeichenprogramme haben eine „clear
- 88. Eine 3-dimensionale Darstellung erhält man mit dem „Ball and Stick“- Modell, hier werden die Atome als
- 89. Eine realistische 3-dimensionale Darstellung erhält man mit dem Kalottenmodell, wobei die Atome als Kalotten (Kugelabschnitte) dargestellt
- 90. Da aber etwas kompliziertere Moleküle mit dem Kalottenmodell nur sehr unübersichtlich darstellbar sind ist es üblich
- 91. Schreibweise: Moleküle werden meist als Valenzstrichformeln gezeichnet, Wobei der Strich das gemeinsame Elektronenpaar darstellt. Die übrigen
- 92. Triebkraft für die Atome, kovalente Bindungen einzugehen ist das Erreichen einer Edelgasähnlichen Elektronenkonfiguration. Für das Wasserstoffatom
- 93. Valenzelektronen, die ein Atom für sich alleine behält werden als nichtbindende Elektronenpaare, freie Elektronenpaare oder einsame
- 94. Um Lewis-Formeln im Einklang mit der Oktett-Regel richtig zu formulieren, muss die Gesamtzahl der Valenzelektronen so
- 95. Übergänge zwischen Ionenbindung und kovalenter Bindung: In den meisten Fällen liegt weder eine reine Ionenbindung noch
- 96. Wenn zwei unterschiedliche Atome durch kovalente Bindung verknüpft sind, ist die Elektronenladung nicht symmetrisch zwischen den
- 97. In so einem Fall spricht man von einer polaren kovalenten Bindung, gekennzeichnet werden die partiellen Ladungen
- 98. Ein Objekt auf dem sich zwei gegensätzliche Ladungen des gleichen Betrages q in einem Abstand d
- 99. Elektronegativität: Die Elektronegativität ist ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms, die Elektronen in einem Molekül
- 101. Elekronegativität: Metall-Atome geben leicht Elektronen ab und haben kleine Elektronegativitäten. Je kleiner die Elektronegativität umso größer
- 102. Formalladungen: In der Formel wird die Formalladung am betreffenden Atom gekennzeichnet. Die Ionenladung des Teilchens ist
- 103. Mesomerie: Können von einem Molekül zwei oder mehrere gleichwertige Formeln Angegeben werden spricht man von Mesomerie:
- 104. Mesomerie: Richtlinien zur Bewertung der Grenzformeln: Die räumliche Anordnung der Atomkerne muss für alle Grenzformeln dieselbe
- 105. Molekülstruktur, Molekülorbitale: Ausnahmen zur Oktettregel: Es gibt Ionen, die keine Edelgaskonfiguration besitzen, Moleküle, seren Atome die
- 106. VSEPR Theorie: Valence shell electron-pair repulsion theory Valenzelektronenpaar-Abstoßungs-Theorie Elektronenpaare stoßen einander ab, die Elektronen der Valenzschale
- 107. Beispiele: Zwei Elektronenpaare: HgCl2 Cl-Hg-Cl ist linear, so stoßen sich die Elektronenpaare am weitesten ab. Drei
- 108. Beispiele: Ebenso gilt das auch für das Wasser-Molekül oder das Ammoniak-Molekül:
- 109. Beispiele: Das Methan-Molekül sieht aufgrund der Abstoßung der Bindungen so aus: Die Wasserstoffatome weisen in die
- 110. Vier Elektronenpaare: Geben einen Tetraeder. Fünf Elektronenpaare: Bilden eine trigonale Bipyramide Sechs Elektronenpaare Bilden einen Oktaeder
- 111. Hybridorbitale: Beispiel Kohlenstoff: In der äußeren Schale finden wir Elektronen in 2s und 2p Orbitalen. Die
- 112. Hybridorbitale: Beispiel Kohlenstoff: die verbleibenden p-Orbitale sind hier nicht eingezeichnet !
- 113. Molekülorbitale: Entstehung einer kovalenten Bindung: Ein Orbital des einen Atoms mit einem ungepaarten Elektron besetzt, überlappt
- 114. Molekülorbitale in mehratomigen Molekülen: Beispiel Ethan: H3C-CH3 sp3-Hybridorbitale ragen jeweils im Tetraederwinkel in die Ecken eines
- 115. Molekülorbitale in mehratomigen Molekülen: Beispiel Cyclohexan: C6 H6 sp3-Hybridorbitale ragen jeweils im Tetraederwinkel in die Ecken
- 116. Molekülorbitale in mehratomigen Molekülen: Beispiel Ethen: H2C=CH2 sp2-Hybridorbitale ragen jeweils in die Ecken einer Ebene.
- 117. Molekülorbitale in mehratomigen Molekülen: Beispiel Cyclohexadien C6H8 sp2-Hybridorbitale ragen jeweils in die Ecken einer Ebene. Die
- 118. Molekülorbitale in mehratomigen Molekülen: Molekülorbitale in mehratomigen Molekülen: Beispiel Ethin: HC≡CH sp-Hybridorbitale liegen auf einer Linie.
- 119. Delokalisierte Bindungen: Sobald mesomere Grenzformeln formulierbar sind muss man eine Mehrzentrenbindung oder auch delokalisierte Bindung annehmen:
- 120. Stark polare kovalente Bindungen: Beispiel Phosphorsäure: Nach Oktettregel: vier Einfachbindungen, Ladungen Formulierung mit Doppelbindung: man nahm
- 121. Hypervalente Atome: In der Valenzstrichformel für Moleküle wie PF5 oder SF6 müsste man mehr als vier
- 122. Hypervalente Atome: In der Valenzstrichformel für Moleküle wie PF5 oder SF6 müsste man mehr als vier
- 123. Die metallische Bindung: Metall-Atome haben relativ niedrige Ionisierungsenergien und Elektronegativitäten und geben ihre Außenelektronen leicht ab,
- 124. Mithilfe der relativen Atommasse lassen sich Substanzmengen quantifizieren: Die Lehre der Mengenverhältnisse der Elemente in chemischen
- 125. Empirische Formeln: Werden durch Elementaranalyse einer chemischen Verbindung erhalten, geben nur das Verhältnis der Atome zueinander
- 126. Das Mol-Stoffmenge Stoffmenge: Die Einheit der Stoffmenge ist das Mol. Das Mol ist eine Stückzahl, so
- 127. Das molare Masse oder Molmasse: Die molare Masse: m = die Masse des betreffenden Stoffes (zb.
- 128. Relative Atommasse (Ar) und relative Molekülmassen (Mr) sind reine einheitslose Verhältniszahlen: Zb.: Die relative Atommasse von
- 129. Relative Atommassen (Ar) häufiger verwendeter Elemente (auf zwei Dezimalstellen gekürzt) Ag Silber 107.87 Al Aluminium 26.98
- 130. Wie erhält man die Masse eines Mols eines bestimmten Elements ? Ein Mol eines Elements hat
- 131. Prozentuale Zusammensetzung einer chemischen Verbindung: Berechnen der Massenprozente der in einer Verbindung enthaltenen Elemente: Aus der
- 132. Beispiel: Berechnen sie die Massenprozente der einzelnen Elemente von Kochsalz NaCl M(NaCl) = 58.44g/mol M(Na) =
- 133. Beispiel: berechnen sie die Massenprozente der einzelnen Elemente von Bariumcarbonat PbCrO4 M(PbCrO4) = 323.2g/mol M(Pb), M(Cr),
- 134. Ermittlung chemischer Formeln: Berechnen der Summenformel einer unbekannten Verbindung aus den Massenprozenten. Die Summenformel einer unbekannten
- 135. Bei einer Elementaranalyse einer Substanz wurden folgende Werte erhalten: C: 64.54 %; H: 5.66 %; N:
- 136. Eine weitere Möglichkeit wäre: C: 64.54 %; H: 5.66 %; N: 10.26 %; das verbleibende ist
- 137. Chemische Reaktionsgleichungen: Stellen den Ablauf einer chemischen Reaktion dar Linke Seite: Ausgangsprodukte, Reaktanden Edukte Rechte Seite:
- 138. In jedem Fall muss das Gesetz der Erhaltung der Masse erfüllt sein ! Das heißt: Die
- 139. In jedem Fall muss das Gesetz der Erhaltung der Masse erfüllt sein ! Weiteres Beispiel: 2NaCl
- 140. Ausgleichen von Reaktionsgleichungen: Beispiel: Reaktion von Wasserdampf und heißem Eisen ergeben Eisenoxid und Wasserstoff: Fe +
- 141. Ausgleichen von Reaktionsgleichungen: algebraische Methode: FeCl2 + SO2 + HCl → FeCl3 + H2O + S
- 142. Umrechnung auf umgesetzte Massen: Beispiel: 2H2 + O2 → 2H2O Dabei reagieren 2mol H2 mit 1
- 143. Berechnen sie wie viel Wasser aus der Verbrennung von 8g H2 entstehen und wie viel g
- 144. aus der Beziehung M = m/n erhält man durch umformen: M×n = m für den Sauerstoff
- 145. Begrenzende Reaktanden: Wenn zwei gegeben Stoffmengen miteinander reagieren sollen, ist immer unter der Berücksichtigung der Reaktionsgleichung
- 146. Ausbeute bei chemischen Reaktionen: Speziell in der organischen Chemie verlaufen die Reaktionen selten vollständig. Man gibt
- 147. Aus 1 mol Ammoniumisothiocyanat (NH4SCN) soll Pyrrolidiniumisothiocyanat hergestellt werden. Wieviel g Pyrrolidin wird gebraucht, wenn das
- 148. 4-Isothiocyanato-4-phenyl-butan-2-one: 2g benzylidene acetone (MR = 146.19) were treated with 33 ml of a HSCN solution
- 149. Konzentration von Lösungen: Stoffmengenkonzentration (Molarität) Die Stoffmengenkonzentration c ist die gelöste Stoffmenge n im Volumen der
- 150. Beispiel: Welche Stoffmengenkonzentration hat eine Lösung von 12g KCl in 1l Wasser ? M(KCl) = 74.55
- 151. Wieviel g Natriumchlorid enthalten 500ml einer 1 molaren Lösung ? 1 mol..........................1000ml x mol..........................500ml x =
- 152. Früher gab es den Begriff Normalität: Die Normalität gibt an wieviel Val (=Äquivalente) in einem Liter
- 153. Beispielsweise bei Säure-Basen Reaktionen: Hier wird die Stöchiometrische Wertigkeit durch die Anzahl der Protonen bestimmt, die
- 154. Beispielsweise bei Redox-Raktionen Reaktionen: Hier wird die Stöchiometrische Wertigkeit durch die Anzahl der Elektronen bestimmt, die
- 155. Temperatur und Wärme: Wärme ist eine Form von Energie, die in jedem Körper in unterschiedlicher Menge
- 156. Kalorimetrie: Die Wärmekapazität C eines Körpers mit der Masse m ist die Wärmemenge, die benötigt wird,
- 157. Beispiel Wasser hat bei 20°C eine spezifische Wärme von 4.18J g-1K-1 Die Wärmekapazität von 125 g
- 158. Reaktionsenergie, Reaktionsenthalpie: Jeder Stoff hat in sich Energie in irgendeiner Form gespeichert, man spricht von innerer
- 159. Der Satz von Heß: Das Gesetz der konstanten Wärmesummen: Die von einem chemischen System aufgenommene oder
- 160. Bildungsenthalpien: Unter der Bildungsenthalpie versteht man die Enthalpie (ΔHB) die notwendig ist, um 1 mol einer
- 161. Bindungsenergien: Die Atome von Molekülen werden durch chemische Bindungen zusammengehalten, das Aufbrechen der Bindungen erfordert Energie,
- 162. Gase, der gasförmige Aggregatzustand: Ein Gas ist stets form- und volumenunbeständig, da die Teilchen keine bestimmte
- 163. Der Druck: Der Druck ist keine Basisgröße sondern eine abgeleitet Größe: p = F/A = Kraft
- 164. Der Druck: An dieser Stelle ist es wichtig zu berücksichtigen, dass es mehrere verschieden Druckeinheiten gibt
- 165. Das Gesetz von Avogardro: Gleiche Volumina beliebiger Gase enthalten bei gleicher Temperatur und gleichem Druck die
- 166. Umgekehrt gilt dann: Eine gleich große Anzahl an Molekülen zweier Gase beansprucht bei gleichen Druck und
- 167. Für die Umsetzung von Gasen und deren Berechnung sind die Zustandsgrößen Druck Volumen und Temperatur entscheidend,
- 168. Das Gesetz von Boyle-Mariotte für ISOTHERME Zustände: Bei konstanter Temperatur ist der Druck umgekehrt proportional dem
- 169. Bei konstantem Druck (p = const.) gilt die Beziehung: V.T = const. oder V1.T2 = V2.T1
- 170. Das Gesetz von Gay-Lussac für ISOBARE Zustände: Das Volumen eines Gases ist proportional der Temperatur V
- 171. Das Gesetz von Amontons für ISOCHORE Zustände: Der Druck eines idealen Gases ist proportional der absoluten
- 172. Die Temperaturen in diesen Formeln werden in Kelvin (K) angegeben. Es gilt: eine Temperatur von 0°C
- 173. Eine Kombination aller 3 Gasgesetze ergibt das sogenannte Ideale Gasgesetz: p.V = n.R.T Wobei p der
- 174. Das Dalton-Gesetz der Partialdrücke: In Gemischen von Gasen, die nicht miteinander reagieren, setzt sich der Gesamtdruck
- 175. Wenn das Volumen und die Temperatur gleichbleiben, lässt sich der Partialdruck eines Gases in einem Gasgemisch
- 176. Molekülgeschwindigkeiten in Gasen: v = √3RT/M Dabei folgen die einzelnen Gasmoleküle, die sehr unterschiedliche Geschwindigkeiten aufweisen
- 177. Reale Gase: Unterscheiden sich von idealen (hypothetischen) Gasen dadurch, dass man sie verflüssigen kann: Es gibt
- 178. Verflüssigung von Gasen: Wegen der Intermolekularen Anziehungskräfte verhalten sich Moleküle so ähnlich, als hätten sie eine
- 179. Verflüssigung von Gasen: Der kritische Druck ist der Mindestdruck, der zur Verflüssigung des Gases bei seiner
- 180. Vgl. auch Bild Mortimer 10. Aufl. S165
- 181. Flüssigkeiten: Abkühlen eines Gases: die kinetische Energie der Moleküle nimmt ab, sie bleiben aneinander haften, das
- 182. Intermolekulare Anziehungskräfte: Bei Molekülen, die aus Atomen unterschiedlicher Elektronegativität aufgebaut sind treten Dipol-Dipol-Kräfte auf, da die
- 184. Intermolekulare Anziehungskräfte: Unpolare Moleküle, die über kein Dipolmoment verfügen müssen auch zusammengehalten werden: Postuliert von Van
- 185. Intermolekulare Anziehungskräfte: Im Normalfall steigt der Siedepunkt von gleichartigen Verbindungen in einer Gruppe mit der Molekularmasse
- 186. Intermolekulare Anziehungskräfte: In den höheren Gruppenverhalten sich die Elemente der dritten und der höheren Perioden im
- 187. Intermolekulare Anziehungskräfte: 2.te Periode des Periodensystems: Li Be B C N O F Ne die dazugehörigen
- 188. Intermolekulare Anziehungskräfte: Nun könnte berechtigterweise der Einwand kommen, dass in Fluorwasserstoff HF die Polarisierung aufgrund der
- 193. Wasserstoffbrückenbindungen können auch zwischen unterschiedlichen Molekülen auftreten. Für ihr Auftreten muss das Molekül, das den Wasserstoff
- 194. Im Wasser treten im Mittel doppelt so viele H-Brücken wie z.B. beim HF auf. Dabei ist
- 195. Der flüssige Zustand: Moleküle in der Flüssigkeit werden von zwischenmolekularen Kräften zusammengehalten. Die Moleküle nehmen aber
- 196. Der flüssige Zustand: Die Viskosität von Flüssigkeiten, dem Fließen einen Widerstand entgegenzusetzen ist auf die zwischenmolekulare
- 197. Der flüssige Zustand: Die Oberflächenspannung geht auch auf zwischenmolekulare Anziehungskräfte zurück, Moleküle an der Oberfläche werden
- 199. Verdampfung: Erhöht man die Temperatur einer Flüssigkeit so weit, dass ihr Dampfdruck gleich groß wie der
- 201. Der Siedepunkt einer Flüssigkeit hängt vom äußeren Druck ab !
- 202. Deshalb können hochsiedende Flüssigkeiten bei vermindertem Druck bei tieferer Temperatur zum Sieden gebracht werden. Praktische Anwendung:
- 203. Die molare Verdampfungsenthalpie Ist jene Wärmemenge, die einem Mol einer Flüssigkeit zugeführt werden muss, um sie
- 204. Der Gefrierpunkt: Beim Abkühlen einer Flüssigkeit: Die Molekülbewegungen werden immer langsamer, ab einer bestimmten Temperatur beginnen
- 206. Manchmal setzen die Moleküle einer Flüssigkeit ihre Bewegungen auch beim Abkühlen unter den Gefrierpunkt fort, man
- 207. Dampfdruck von Festkörpern: In Kristallen schwingen Moleküle um ihre fixierten Positionen, es gibt aber eine ähnliche
- 209. Phasendiagramme: Phasendiagramme sind Druck-Temperaturdiagramme aus man ablesen kann, wann eine Substanz fest flüssig oder gasförmig ist.
- 210. Durch Temperaturänderung verursachte Phasenänderung bei konstantem Druck entlang einer horizontalen Geraden ablesbar. Durch Druckänderung verursachte Phasenänderung
- 211. Feststoffe: Üblicherweise kristallin. In einem Kristall sind die Teilchen geordnet, die Atome sind zwar nicht in
- 212. Arten Kristalliner Feststoffe: Ionenkristalle: Bestehen aus negativ und positiv geladenen Ionen und werden durch elektrostatische Anziehungskräfte
- 213. Arten Kristalliner Feststoffe: Molekülkristalle: Moleküle werden durch London und Dipol-Dipol Kräfte zusammengehalten. Diese Kräfte sind wesentlich
- 214. Gerüststrukturen: Hier werden die Atome durch ein Netzwerk kovalenter Bindungen zusammengehalten. Bei dreidimensionaler vernetzter Struktur kann
- 215. Gerüststrukturen: Diamantgitter
- 216. Gerüststrukturen: Es kann aber auch sein, dass nicht der ganze Kristall eine Molekülstruktur hat, sondern mehrere
- 217. Gerüststrukturen: Graphit:
- 218. Metallische Kristalle: Metall Atome sitzen an den Gitterplätzen des Kristalls und Haben ihre Valenzelektronen über das
- 219. Kristallstrukturen: Die dreidimensional- periodische Anordnung der Teilchen in einem Kristall ist seine Kristallstruktur. Aus einer Kristallstruktur
- 220. Elementarzellen:
- 221. Kristallstrukturen von Metallen: Kubisch innenzentrierte Kugelpackung Raumerfüllung 68% Hexagonal dichteste Kugelpackung (Stapelfolge A B A B)
- 223. Lösungen: Lösungsmittel, Solvens liegt üblicherweise in größerer Menge vor. Gelöste Stoffe. Manche Stoffe sind in jedem
- 224. Lösungen: Die Menge eines gelösten Stoffes in einem bestimmten Volumen wird als Konzentration bezeichnet. Verdünnte Lösungen
- 225. Lösungen: Eine ungesättigte Lösung hat eine geringere Konzentration als eine gesättigte. Eine übersättigte Lösung eine höher
- 226. Mischbarkeit, der Auflösungsprozess: „Gleiches löst sich in Gleichem“ Polare Substanzen lösen sich in polaren Lösungsmitteln, Unpolare
- 227. Hydratisierte, solvatisierte Ionen: Ionen werden, falls es sich beim Solvens um ein polares Lösungsmittel handelt von
- 228. Auflösung eine Ionenkristalls in Wasser
- 229. Bei dem hypothetischen Prozess, dass Ionen aus dem Gaszustand in gelöste, hydratisierte Ionen übergeführt werden wird
- 230. Lösungsenthalpie: Wird eine Substanz in einem Lösungsmittel gelöst, wird Energie freigesetzt oder verbraucht. Bei konstantem Druck
- 231. Konzentrationsangaben für Lösungen: Massenanteil w: w(x) = Der Massenanteil w eines gelösten Stoffes X ist bezogen
- 232. Konzentrationsangaben für Lösungen: Stoffmengenanteil: x(A) = Der Stoffmengenanteil (Molenbruch) einer Substanz A in einer Lösung ist
- 233. Konzentrationsangaben für Lösungen: Stoffmengenkonzentration: c (X) = Die Stoffmengenkonzentration (molare Konzentration) gibt die Menge des gelösten
- 234. Konzentrationsangaben für Lösungen: Normalität: Angabe N Gibt die Äquivalente einer gelösten Substanz in einem Liter Lösung
- 235. Konzentrationsangaben für Lösungen: Massenkonzentration (Konzentrationen beziehen sich immer auf Volumen) Angabe in zb. g/ml b(x) =
- 236. Frage: Enthält ein Wein (ρ = 0.98g/ml) mit 11,3% Alkohol (ρ = 0.79g/ml) mehr oder weniger
- 237. Dampfdruck von Lösungen: Roult‘sches Gesetz: Der Dampfdruck p einer Lösung aus den Komponenten A und B
- 238. Dampfdruck von Lösungen: Abweichungen von diesem Diagramm: Sind die Anziehungskräfte zwischen A und B geringer als
- 239. Dampfdruck von Lösungen: Sind die Anziehungskräfte zwischen A und B höher als zwischen A und A
- 240. Gefrierpunkt und Siedepunkt von Lösungen: Die Dampfdruckerniedrigung der Lösungen nichtflüchtiger Substanzen hat Auswirkungen auf deren Siede
- 241. Gefrierpunkt und Siedepunkt von Lösungen: Beim Gefrierpunkt ist der Dampfdruck der flüssigen und der festen Phase
- 242. Gefrierpunktserniedrigung: ΔTG = EG.b EG = molale Gefrierpunktserniedrigung, b = Molalität Die Siedepunktserhöhung und die Gefrierpunktserniedrigung
- 243. Osmose: Wanderung durch eine semipermeable (halbdurchlässige) Membran. Die Membran hält größere Teilchen zurück, kleinere Moleküle werden
- 244. Osmose: Durch Messung des osmotischen Druckes kann ebenfalls das Molekulargewicht einer unbekannten Substanz berechnet werden. Beispiel
- 245. Auftrennung der Bestandteile von Lösungen: Destillation: Handelt es sich um eine Lösung eines nichtflüchtigen Stoffes in
- 249. Manche Mischungen bilden sogenannte azeotrope Mischungen aus. Bei Azeotrope Mischungen haben der Dampf und die Flüssigkeit
- 250. Elektrolytlösungen: Enthält eine wässrige Lösung Ionen, so leitet sie den elektrischen Strom. Wasser selbst leitet den
- 251. Elektrolytlösungen: Die Siedepunktserhöhung und die Gefrierpunktserniedrigung einer verdünnten Elektrolytlösung weicht von der eines Nichtelektrolyten ab, da
- 252. Methathesereaktionen: Methathese-Reaktionen sind Austausch-Reaktionen der allgemeinen Gleichung: AX + EZ → AZ + EX Kationen und
- 253. Reaktionen in wässriger Lösung: Daneben gibt es auch Metathese-Reaktionen bei denen es zur Gasentwicklung kommt: Zb.
- 254. Reaktionen in wässriger Lösung: Metathese-Reaktionen bei denen ein schwacher Elektrolyt gebildet wird: Diese Elektrolyte liegen nur
- 255. Löslichkeit von Feststoffen: Einteilung der Ionenverbindungen nach ihrer Löslichkeit in Wasser ist nicht ohne weiteres möglich,
- 256. Redoxreaktionen Um einen Reduktions- oder Oxidationsvorgang richtig beschreiben zu können ist die Ermittlung der Oxidationszahlen der
- 257. Redoxreaktionen ● Fluor als elektronegativstes Element hat eine Oxidationszahl von -I. ● Sauerstoff als zweitelektronegativstes Element
- 258. Redoxreaktionen ● Fluor als elektronegativstes Element hat eine Oxidationszahl von -I. ● Sauerstoff als zweitelektronegativstes Element
- 259. Oxidationszahlen: Einem Element können in verschiedenen Verbindungen unterschiedliche Oxidationszahlen zukommen. Die höchstmögliche Oxidationszahl ist gleich seiner
- 260. Oxidationszahlen sind etwas anderes als Formalladungen: Bei der Bestimmung der Formalladung werden die Bindungselektronen zu gleichen
- 261. Oxidation: Ursprünglich für Reaktionen bei denen sich Sauerstoff mit anderen Substanzen verbindet. Reduktion: Entfernung von gebundenem
- 262. Redoxreaktionen: Eine Oxidation und eine Reduktion können alleine nicht auftreten. Tritt eine Oxidation ein, so muss
- 263. Redoxreaktionen: Eine Redoxreaktion ist eine Reaktion bei der Elektronen übertragen werden. Dies geschieht vom Elektronendonator (dem
- 264. Beispiel: Fe3+ + S2- → Fe2+ + S Oz: III -II +II 0 Elektronenbilanz: e- +
- 265. Zur richtigen Formulierung von Redoxgleichungen geht man in folgenden Schritten vor: Zuerst werden alle Reaktanden links
- 266. Schließlich müssen noch allfällige Ionenladungen ausgeglichen werden, wobei darauf zu achten ist, dass die Ionenladungen im
- 267. Beispiel: Herstellung von Borcarbid aus Boroxid: B2O3 + C → B4C + CO Elektronenbilanz: 2B2+III +
- 268. Umgekehrt, wenn zwei Verbindungen, die das gleiche Element in unterschiedlicher Oxidationsstufe enthalten, zu einer Verbindung zusammentreten
- 269. Säure-Base-Reaktionen: Das Säure-Basen-Konzept von Arrhenius: Eine Säure ist eine Substanz, die unter Bildung von H3O+ Ionen
- 270. Das Säure-Basen-Konzept von Arrhenius: HCl (g) → H+ (aq) + Cl- (aq) Diese Art der Reaktion
- 271. Die Reaktion einer Säure mit einer Base heißt Neutralisation: Na+ + OH- + H+ + HCl-
- 272. Es gibt analog dazu auch schwache Basen, diese bilden nur zu einem Bruchteil Hydroxidionen mit Wasser
- 273. Substanzen, die sowohl saure als auch basische Eigenschaften haben werden als amphoter bezeichnet: diese können auch
- 274. Praktisch alle Nichtmetalloxide sind saure Oxide Sie reagieren mit Wasser unter Ausbildung von Säuren. Sie werden
- 275. Benennung von Säuren, Hydroxiden, Salzen Wässrige Lösungen saurer binärer (aus 2 Elementen zusammen-gesetzt) Verbindungen: Bezeichnung… säure
- 276. Benennung von Säuren: Benennung der Oxosäuren: HOCl Hydroxidochlor Oxochlorsäure(I) Chlorsäure(I) Hypochlorige Säure HClO2 Hydroxidooxidochlor Dioxochlorsäure(III) Chlorsäure(III)
- 277. Benennung von Säuren: Benennung der Anionen der Oxosäuren: OCl- Chloroxigenat(-1) Oxochlorat(I) Chlorat(I) Hypochlorit ClO2- Dioxidochlorat(-1) Dioxochlorat(III)
- 278. Reaktionskinetik: Lehre von den Geschwindigkeiten chemischer Reaktionen Für eine chemische Reaktion: A2 + X2 → 2AX
- 279. Reaktionskinetik: Konzentration c(AX), des Produkts c(A2), c(X2) der Edukte Zeit
- 280. Reaktionskinetik: Reaktionsgeschwindigkeiten hängen von den Konzentrationen der reagierenden Substanzen ab. Sie ist groß, wenn die Konzentration
- 281. Reaktionskinetik: Als Reaktionsordnung wird die Summe der Exponenten der Konzentrationsparameter des Geschwindigkeitsgesetzes bezeichnet. Zb. f. d.
- 282. Reaktionskinetik: Das Geschwindigkeitsgesetz nach dem eine chemische Reaktion abläuft muss experimentell bestimmt werden ! Es gibt
- 283. Reaktionen erster Ordnung: lnc0(A) c0(A) Zeit Zeit c(A) = c0(A) . e-kt
- 285. Reaktionen zweiter Ordnung: V(A) = -dc(A)/dt = k.c2(A) Integration ergibt: 1/c(A) = k.t + 1/c0(A) Reaktionsverlauf:
- 286. Reaktionen zweiter Ordnung: 1/c(A) Zeit 1/c(A) = k.t + 1/c0(A)
- 287. Reaktionen nullter Ordnung: V(A) = -dc(A)/dt = k Integration ergibt: c(A) = -k.t + c0(A) Die
- 288. Reaktionen nullter Ordnung: c(A) Zeit c(A) = -k.t + c0(A)
- 289. Einstufige Reaktionen: Reaktionsgleichungen geben die stöchiometrischen Beziehungen der Reaktionspartner an, sie geben an in welchem Verhältnis
- 290. Einstufige Reaktionen: Ein A2-Molekül kollidiert mit einem X2 Molekül, Bindungen werden gespalten und neue Bindungen A-X
- 291. Einstufige Reaktionen: Mindestenergie Anzahl der Moleküle T1 T2 Energie Mindestenergie Die Teilchenanzahl mit der Mindestenergie ist
- 292. Theorie des Übergangszustandes: Annahme: eine effektive Kollision eines A2-Moleküls einem X2 Molekül, Ergibt einen aktivierten Komplex
- 293. Theorie des Übergangszustandes: Energiediagramm potenzielle Energie Reaktionskoordionate (Zeit) A2 + X2 2AX
- 294. Theorie des Übergangszustandes: Bei jeder Kollision eines A2-Moleküls mit einem X2 Molekül bleibt die Gesamtenergie gleich,
- 295. Theorie des Übergangszustandes: Energiediagramm potenzielle Energie Reaktionskoordionate (Zeit) A2 + X2 2AX Ea,h ΔU = Ea,h
- 296. Theorie des Übergangszustandes: Energiediagramm potenzielle Energie Reaktionskoordionate (Zeit) A2 + X2 2AX Ea,h ΔU = Ea,h
- 297. Geschwindigkeitsgesetze für einstufige Reaktionen: Für einen einzelnen Reaktionsschritt ist die Zahl der beteiligten Reaktanden Moleküle maßgeblich
- 298. Geschwindigkeitsgesetze für einstufige Reaktionen: Bimolekulare Reaktionsschritte: Zwei Fälle, solche indem zwei verschiedene Moleküle A und X
- 299. Temperaturabhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit: Die Geschwindigkeitskonstante k ändert sich mit der Temperatur gemäß der Arrhenius-Gleichung: k =
- 300. Katalyse: Ein Katalysator ist ein Stoff, dessen Anwesenheit die Geschwindigkeit einer Reaktion erhöht, ohne dass er
- 301. Katalyse: unkatalysierte Reaktion katalysierte Reaktion A2 + X2 2AX potenzielle Energie Reaktionskoordionate (Zeit) A2 + Kat
- 302. Katalyse: Die Reaktionsenergie ΔU wird durch den Katalysator nicht geändert ! Bei einer reversiblen Reaktion wird
- 303. Das chemische Gleichgewicht: Es gibt reversible Reaktionen, die in beide Richtungen ablaufen: A2 + X2 2AX
- 304. Das chemische Gleichgewicht: Da aber weiterhin Hin- und Rückreaktion, eben nur mit gleicher Geschwindigkeit, ablaufen spricht
- 305. Die Gleichgewichtskonstante: Stellt man sich Hin und Rückreaktion als einstufige Reaktionsschritte vor, so kann man die
- 306. Die Massenwirkungsgesetz: Gilt auch für mehrstufige Reaktionen sofern sie reversibel sind: Es ist für die Reaktionsgleichung:
- 307. Die Massenwirkungsgesetz: Mit Hilfe des Massenwirkungsgesetzes ist eine Vorrausage über die Richtung in der eine Reaktion
- 308. Heterogene Gleichgewichte: Von heterogenen Gleichgewichten spricht man, wenn die am Gleich-gewicht beteiligten Stoffe in unterschiedlichen Phasen
- 309. Die Gleichgewichtskonstante Kp: Für den Fall, dass all an einer Gleichgewichtsreaktion beteiligten Stoffe Gase sind, kann
- 310. Das Prinzip des kleinsten Zwanges: Ein im Gleichgewicht befindliches System weicht einem Zwang aus, und es
- 311. Das Prinzip des kleinsten Zwanges: Druckänderungen: Vor allem wichtig bei Reaktionen an denen Gase beteiligt sind.
- 312. Das Prinzip des kleinsten Zwanges: Temperaturänderungen: Reaktionen, die exotherm verlaufen werden durch Zufuhr von Wärme auf
- 313. Säure und Base- Theorien und Konzepte: Das Arrhenius-Konzept: Arrhenius Säure: bildet in Wasser H+(aq) Ionen Arrhenius
- 314. CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO- Säure und Base- Theorien und Konzepte: Das Brǿnsted Lowry-Konzept: Säure:
- 315. Säure und Base- Theorien und Konzepte: Das Brǿnsted Lowry-Konzept: Bei der Hinreaktion nimmt die Base Wasser
- 316. Säure und Base- Theorien und Konzepte: Die Neutralisationsreaktion nach Arrhenius: H3O+ + OH- H2O + H2O
- 317. Säure und Base- Theorien und Konzepte: Zur starken Säure HCl korrespondiert eine schwache Base Cl- Zur
- 318. Säure und Base- Theorien und Konzepte: Wässrige Lösungen der starken Säuren HClO4, HNO3, HCl zeigen bei
- 319. Säure und Base- Theorien und Konzepte: Das gilt nicht nur für Wasser, sondern auch für andere
- 320. Säurestärke und Molekülstruktur: Säuren, in denen die Wasserstoffatome nicht an Sauerstoff gebunden sind: Binäre Wasserstoffverbindungen (aus
- 321. Säurestärke und Molekülstruktur: Oxosäuren: Aufbau: H-O-Z Das Proton ist an den Sauerstoff gebunden, die Säurestärke wird
- 322. Säurestärke und Molekülstruktur: Oxosäuren: zusätzliche Sauerstoffe am Zentralatom: Aufbau: H-O-Z-O So wird die Säurestärke weiter erhöht
- 323. Säurestärke und Molekülstruktur: Oxosäuren: Allgemein kann man bei Oxosäuren die Säurestärke aus der Zahl der O-Atom
- 324. Säure und Base- Theorien und Konzepte: Das Säure-Base Konzept von Lewis: Lewis-Säure: Elektronenpaar-Akzeptor Lewis-Base: Elektronenpaar-Donator Eine
- 325. Säure und Base- Theorien und Konzepte: Das Säure-Base Konzept von Lewis: Lewis-Säure: Elektronenpaar-Akzeptor Lewis-Base: Elektronenpaar-Donator
- 326. Säure und Base- Theorien und Konzepte: Das Säure-Base Konzept von Lewis: Eine Substanz, die nach Brǿnsted
- 327. Säure und Base- Theorien und Konzepte: Das Säure-Base Konzept von Lewis: ■ Viele einfache Kationen sind
- 328. Säure und Base- Theorien und Konzepte: Das Säure-Base Konzept von Lewis: Arrhenius und Brǿnsted Säure-Base-Reaktionen können
- 329. Säure und Base- Theorien und Konzepte: Das Säure-Base Konzept von Lewis: Eine Base stellt einem Atomkern
- 330. Säure und Base- Theorien und Konzepte: Das Säure-Base Konzept von Lewis: Beispiel: das Thiocyanation: Hat ein
- 331. Säure und Base- Theorien und Konzepte: Lösungsmittelbezogene Säuren und Basen: Ein weiteres Säure/Basen Konzept. Das auf
- 332. Säure und Base- Theorien und Konzepte: Säure-Basen Gleichgewichte: Die Prinzipien des chemischen Gleichgewichts gelten auch für
- 333. Säure und Base- Theorien und Konzepte: Säure-Basen Gleichgewichte: c(H2O) kann als konstant angesehen werden und wird
- 334. Säure und Base- Theorien und Konzepte: Säure-Basen Gleichgewichte: Zur Vereinfachung ist es zweckmäßig zu logarithmieren, der
- 336. Der pH-Wert einer schwachen Säure errechnet sich mit folgender Formel: pH ≈ ½ (pKs – lgco)
- 337. Für ein konjugiertes Säure-Basenpaar gilt: pKs + pKB = pKw = 14 Vergl. Tab. 19.3, S311
- 338. Pufferlösungen: Puffer für den basischen Bereich werden ähnlich hergestellt, man verwendet ein konjugiertes Säure-Basen-System, dessen Säure
- 339. Mehrprotonige Säuren : Enthalten mehr als ein abspaltbares Proton pro Molekül. Beispiele: Schwefelsäure H2SO4, Phosphorsäure H3PO4,
- 340. Mehrprotonige Säuren : Man kennt keine mehrprotonige Säure, von der in wässriger Lösung alle Protonen vollständig
- 341. Salze schwacher Säuren und Basen: Anionen, die sich von schwachen Säuren ableiten, wie zb. Acetat, Nitrit
- 342. Löslichkeitsprodukt : Wird eine schwerlösliche Verbindung mit Wasser versetzt, so ist sie zumindest teilweise in Wasser
- 343. Löslichkeitsprodukt: Entstehen beim Auflösen eine Salzes mehr als zwei Ionen pro Formeileinheit, müssen diese als Koeffizienten
- 344. Fällungsreaktionen: ■ Ist das Ionenprodukt gleich dem Löslichkeitsprodukt, so liegt eine gesättigte Lösung vor. Beispiel: Es
- 345. Komplexgleichgewichte: Komplexe sind Verbindungen bei denen mehrere Liganden um ein Zentralatom gruppiert sind. Das Zentralatom ist
- 346. Elektrochemie: Elektrischer Strom ist ein Ladungsfluss. In Metallen sind Elektronen die Träger des elektrischen Stromes, sie
- 347. Elektrochemie: Die Stromstärke wird in Ampere (A) gemessen und entspricht der Ladung eines Coulombs pro Sekunde.
- 348. Elektrolytische Leitung: Beim elektrischen Stromfluss durch Elektrolyte wird die fließende Ladung durch Ionen getragen. Strom kann
- 349. Elektrolytische Leitung: Beispiel: Elektrolyse von NaCl-Schmelze: Kathoden-Prozess: Anoden-Prozess: Na+ + e- → Na Cl- → 1/2Cl2
- 350. Das elementare Natrium schwimmt auf der Schmelze und kann abgeschöpft werden, das Chlor entweicht als Gas.
- 351. Elektrolyse von wässrigen Lösungen: Anders als bei der Elektrolyse von Schmelzen, scheidet sich bei der Elektrolyse
- 352. Elektrolyse einer Kochsalzlösung: Hier wird das Anion des Elektrolyten entladen: Kathoden-Prozess: Anoden-Prozess: 2H+ + 2e- →
- 353. Elektrolyse einer Kupferchloridlösung: Kathoden-Prozess: Anoden-Prozess: Cu2+ + 2e- → Cu 2Cl- → Cl2 + 2e- Gesamt:
- 354. Mengenverhältnisse bei der Elektrolyse: Beispiel: NaCl-Schmelzelektrolyse: Um ein Mol Natrium abzuscheiden, wird ein Mol Elektronen benötigt.
- 355. Galvanische Zellen: Eine Zelle, die als Stromquelle dient, wird galvanische Zelle genannt. Die Reaktion von Zink-Metall
- 356. Galvanische Zellen: Die linke Halbzelle besteht aus einer Zink-Elektrode, die in eine Zinksulfatlösung eintaucht, die rechte
- 357. Anodenreaktion: Kathodenreaktion: Zn → Zn2+ + 2e- Cu2+ + 2e- → Cu
- 358. Die Elektrode, aus der die Elektronen herausfließen, wird als Minus-Pol oder Anode bezeichnet. Die Elektrode, in
- 359. An dem Verbindungsdraht des Daniell-Elements wird eine Spannung, eine elektrisches Potenzial gemessen. Das elektrische Potenzial einer
- 360. Um die elektromotorische Kraft zu messen, muss die galvanische Zelle ihren maximal möglichen Spannungswert aufweisen. Man
- 361. Dieser Wert von 212 KJ/mol ist die maximale Arbeit, die von so einer Zelle geleistet werden
- 362. Elektrodenpotenziale: Gibt man einen Zinkstab in eine Lösung, so gehen einzelne Zinkionen in Lösung, die dazugehörigen
- 363. Elektrodenpotenziale: Diese Referenzelektrode ist eine Wasserstoffelektrode, dabei wird Wasserstoff eingeblasen der um eine Platinelektrode perlt. Für
- 364. Elektrodenpotenziale: Die Aufstellung der Normalpotenziale (sie Tab22.2 MS269) ergibt die sogenannte elektrochemische Spannungsreihe. Die elektromotorische Kraft
- 365. Ein Oxidationsmittel nimmt Elektronen auf und wird selbst reduziert. Je positiver das dazugehörige Normalpotenzial ist, desto
- 366. Gibt man nur die Redoxpotenziale von Metallen an und reiht sie nach deren Größe, so ergibt
- 367. Korrosionsschutz: Korrosionsschutz vor allem bei Teilen aus Eisen: Überzüge von anderen Metallen: Zink: schützt selbst, wenn
- 368. Korrosionsschutz: Opferanode
- 369. Die Elemente der 1. Hauptgruppe: Der Wasserstoff: Wasserstoff nimmt im Periodensystem eine Sonderstellung ein, er hat
- 370. Gewinnung von Wasserstoff: CH4 + H2O → CO + 3H2 „steam reforming“ bei 900°C, Ni-Katalyse CO
- 371. Unedle Metalle + Säure: Zn + 2H+ → Zn 2+ + H2 Unedle Metalle und Lauge:
- 372. Chemische Eigenschaften von Wasserstoff: Wasserstoff bildet mit Alkali- und Erdalkalimetallen (außer Be) Hydride in denen er
- 373. ebenso heftig reagiert er mit Halogenen unter Ausbildung der Halogenwasserstoffe. H2 + Cl2 → 2 HCl
- 374. Lithium: Schrägbeziehung zu Magnesium: Li gibt beim Verbrennen an der Luft Li2O und nicht so wie
- 375. Lithium: Gewinnung: Durch Schmelzelektrolyse aus LiCl. Chem. Eigenschaften: Lithium verbrennt mit Sauerstoff mit intensiv-rotem Licht zu
- 376. Natrium: Vorkommen: Nur gebunden kationische gebunden in Salzen: Natriummineralien sind Natronfeldspat: Na[AlSi3O8], Steinsalz: NaCl, Chilesalpeter NaNO3,
- 377. Natrium: Na ist gegenüber elektronegativeren Reaktionspartnern sehr reaktionsfähig, es reagiert zb. mit Chlor unter Lichterscheinung zu
- 378. Natrium: Wichtige Verbindungen: Na2CO3 Soda, in der Seifen und Glasindustrie, NaHCO3 Natriumhydrogencarbonat als Backpulver und für
- 379. Kalium: Vorkommen: zu 2.5% in der Erdrinde, Kaliummineralien sind Kalifeldspat K[AlSi3O8], Kaliglimmer (Muskovit) KAl2[AlSi3O10](OH,F)2, Kalisalzlager: KCl,
- 380. Kalium: Kalium reagiert mit Wasser so heftig zur starken Base KOH, dass sich der dabei gebildete
- 381. Rubidium, Cäsium, Francium: Rubidium, Cäsium, in Begleitung der anderen Erdalkalimetalle, in geringer Konzentration vorkommend, die reinen
- 382. Elemente der 2ten Hauptgruppe: Erdalkalimetalle: Beryllium: Vorkommen sowohl kationisch als auch anionisch (Beryllate) Minerale : Beryll
- 383. Beryllium: Oxidationsstufe +II zb. BeH2, BeO, die zwei kovalenten Bindungen des Be führen nur zu einem
- 384. Das Magnesium: Vorkommen: Kationisch gebunden, Minerale CaMg(CO3)2 Dolomit, MgCO3 Bitterspat oder Magnesit, weitere Minerale sind Olivin,
- 385. Das Magnesium: Metallisches Magnesium wird vor allem in Legierungen verwendet, wegen seiner geringen Dichte im Flugzeugbau,
- 386. Das Magnesium: Mg2CO3: Füllstoff in der Papier und Kunststoffindustrie Mg(OH)2: Ist basisch, in Basen unlöslich, MgO:
- 387. Calcium: Darstellung: Aus dem Oxid durch Reduktion mit Al: (aluminothermische Methode) 4CaO + 2Al → 3Ca
- 388. Calciumverbindungen: CaO „Ätzkalk“ wird durch Brennen von Kalk CaCO3 hergestellt: CaCO3 → CaO + CO2 Das
- 389. Calciumverbindungen: Beim Kochen einer bicarbonathältigen Lösung verschiebt sich das Gleichgewicht wieder Richtung Carbonat, das ausfällt. Kesselstein,
- 390. Calciumverbindungen: Calziumsulfat CaSO4: In der Natur als Gips CaSO4.2H2O Spaltet beim Brennen (110°C) Wasser ab: →
- 391. Strontium: Gehört zu den weniger häufigen Elementen, Minerale sind der Cölestin, SrSO4 und Strontianit, SrCO3. Die
- 392. Barium: Vorkommen in der Natur als Baryt (Schwerspat) BaSO4 und Witherit BaCO3. Es wird durch Reduktion
- 393. Barium: BaO kann aus Bariumcarbonat durch Glühen mit Ruß gewonnen werden. Reagiert mit Wasser zum Bariumhydroxid
- 394. Radium: Durch das geringe Vorkommen und die aufwendige Gewinnung sehr teuer. Wurde aufgrund seiner Radioaktivität früher
- 395. Die 3. Hauptgruppe: Das Bor: Das Bor ist das einzige Nichtmetall der 3. Hauptgruppe und tritt
- 396. Borverbindungen: BH3 Monoborin, liegt aber dimer als Diboran (BH3)2 vor, die Verknüpfung ist über eine Dreizentrenbindung
- 397. Borverbindungen: Bortrioxid: ist das Anhydrid der Borsäure und kann durch Rösten von Borsäure gewonnen werden: 2H3BO3
- 398. Borverbindungen: Borax kommt selbst mineralisch vor, wird zur Herstellung von Glasuren, Emaille, in der Wäscherei zur
- 399. Das Aluminium: Aluminium kommt in der Erdrinde als oxidische Verbindungen vor, da es eine hohe Sauerstoffaffinität
- 400. Das Aluminium: Bauxit Al2O3.H2O das zur Aluminiumherstellung verwendet wird. Herstellung: Schmelzelektrolytisch aus einer Lösung von Al2O3
- 401. Das Aluminium: Reines Aluminium ist an der Luft beständig, da es sich mit einer dichten Oxidschicht
- 402. Das Aluminium: Thermit ist eine Mischung aus Al und Eisenoxid, das zum Schweißen verwendet werden kann:
- 403. Das Aluminium: Aluminiumhydroxid Al(OH)3 ist amphoter: Al3+ + 2H2O Al(OH)3 Al(OH4)- Aluminiumoxid Al2O3 wird aus dem
- 404. Aluminiumsulfat: Al2(SO4)3.18H2O Die wässrige Lösung reagiert sauer (warum?) wird zum Papierleimen verwendet und zum Gerben von
- 405. Die 4te Hauptgruppe: Der Kohlenstoff: Der Kohlenstoff nimmt als Mittelglied der 2. Periode einen bevorzugten Platz
- 406. Der Kohlenstoff: Kommt in zwei Modifikationen vor dem metastabilen Diamant und dem stabilen Graphit. Graphit liegt
- 407. Der Kohlenstoff: Graphit kommt natürlich vor, als graue schuppige sich fettig anfühlende Masse, die stark abfärbt
- 408. Der Kohlenstoff: Wasserstoffverbindungen des Kohlenstoffs „Kohlenwasserstoffe“ bilden die Grundlage der organischen Chemie, können ring- und kettenförmig
- 409. Der Kohlenstoff: Kohlenmonoxid ist ein farb- und geruchloses, die Verbrennung nicht unterhaltendes aber selbst brennbares giftiges
- 410. Der Kohlenstoff: Oxide des Kohlenstoffs: Kohlendioxid: CO2 Durch Verbrennen von Koks mit überschüssiger Luft: C +
- 411. Das Kohlendioxid: Es hat etwas säuerlichem Geruch und Geschmack. Die Dichte ist ca. 1,5 mal so
- 412. Das Kohlendioxid: Kohlendioxid ist auch Produkt biologischer Prozesse, wie der Gärung oder der Fäulnis und ist
- 413. Das Silicium: Vorkommen: Silicium ist nach dem Sauerstoff am meisten verbreitet, ¼ der Erdrinde besteht aus
- 414. Das Silicium: Pflanzen sind kieselsäurehältig: Gräser, Schachtelhalm ect. Auch Tiere enthalten Kieselsäure: Kieselalgen (Diatomeen), Kieselgur ist
- 415. Das Silicium: Herstellung: Durch Reduktion von SiO2 mit Kohle: SiO2 + 2C → Si + 2CO
- 416. Das Silicium: An der Luft verbrennt Silizium erst bei hoher Temperatur zu Siliziumdioxid., mit Fluor reagiert
- 417. Das Silicium: Siliciumtetrachlorid SiCl4: Durch Erhitzen von Si in Chlor, ist eine farblose Flüssigkeit, die an
- 418. Technische Bedeutung: Wässrige Lösung von Natriumsilikat: „Wasserglas“ als Klebstoff und Dichtungsmittel verwendet. Durch Ansäuern kann SiO2
- 419. Silkate: Kali-Blei-Gläser Ua. Spezialgläser, die ZnO, Sb2O3 enthalten.. Tonwaren: Die wichtigsten Bestandteile von Tonen sind der
- 420. Germanium: In der Natur hauptsächlich als Sulfide: Germanit: 3Cu2S.FeS.2GeS2 Auch aus solchen durch Aufschluss mit Salpetersäure/Schwefelsäure
- 421. Das Zinn: Kommt in der Natur selten gediegen (=als metallisches Zinn) sondern meist als SnO2 Zinnstein
- 422. Das Zinn: Zinn ist gegen Luft und Wasser beständig, erst bei starkem Erhitzen verbrennt es zu
- 423. Das Zinn: Zinn-IV-Verbindungen: SnCl4 Aus den Elementen herstellbar, rauchende Flüssigkeit, wird an feuchter Luft zu einer
- 424. Das Blei: Vorkommen: Bleiglanz PbS, Weißbleierz, Rotbleierz, Gelbbleierz usw. und außerdem in gediegener Form als reines
- 425. Das Blei: Blei ist ein bläulich-graues weiches, dehnbares Schwermetall, es bildet eine Oxidschicht aus und entzündet
- 426. Blei-II-verbindungen: 2PbCO3 . Pb(OH)2 wird als Ölfarbe „Bleiweiß“ verwendet. PbCrO4 Bleichromat ist die Farbe „Chromgelb“ und
- 427. Die 5te Hauptgruppe: N P As Sb Bi Der Stickstoff: Vorkommen: Wesentlicher Bestandteil der Luft, (78.1
- 428. Der Stickstoff: Stickstoff ist ein farb- und geruchloses Gas, die Dichte ist geringer als die von
- 429. Ammoniak: Ammoniak ist ein farbloses zu Tränen reizendes Gas, das als Reduktionsmittel und Base Anwendung findet:
- 430. Hydrazin: H2N-NH2 Herstellung: Durch Oxidation von Ammoniak: Raschig-Verfahren H2NH + HOCl → H2O + H2NCl H2NCl
- 431. Hydrazin: H2N-NH2 Hydrazin ist wie Ammoniak eine Lewis Base. Hydrazin wirkt reduzierend, es verbrennt an der
- 432. Stickstoffmonoxid: NO („Stickoxid“) Herstellung: Aus den Elementen: im elektrischen Lichtbogen N2 + O2 2NO Durch Ammoniakverbrennung:
- 433. Distickstofftrioxid: N2O3 NO + NO2 N2O3 ist nur bei tiefen Temperaturen als tiefblaue Flüssigkeit stabil. Stickstoffdioxid:
- 434. Stickstofftrioxid: NO3 Entsteht aus NO2 und überschüssigem O2 bei niederen Temperaturen und ist metastabil. Sauerstoffsäuren des
- 435. Nitrosowasserstoff: HNO: Aus H und NO-Radikalen und Wasserstoff: H + NO → HNO Ist instabil Salpetrige
- 436. Salpetersäure: HNO3 Katalytische Verbrennung von Ammoniak (über mehere Stufen, siehe früher): NH3 + 2O2 → HNO3
- 437. Salpetersäure: HNO3 Verwendung: Zur Herstellung von Nitraten für Düngezwecke, Nitrate, die Salze der Salpetersäure dienen auch
- 438. Der Phosphor: Vorkommen: Nicht in freiem Zustand, sondern in der Erdrinde als Phosphate, Salze der Phosphorsäure:
- 439. Der Phosphor: Violetter Phosphor durch Erhitzen von weißem auf 550°C, kristall-in, röhrenartige Strukturen. Weißer Phosphor: Reaktionsfähig,
- 440. Der Phosphor: Phosphor kann, wie Stickstoffe die Oxidationsstufen von –III bis +V einnehmen. PH3 P2H4 (PH)n
- 441. Der Phosphor: Daneben noch weitere Wasserstoffverbindungen: Diphosphan P2H4, Triphosphan P3H5 Halogenverbindungen: Phosphortrichlorid: PCl3: aus den Elementen,
- 442. Phosphoroxide: Phosphorpentoxid P2O5: Durch Verbrennung von weißem Phosphor, reagiert mit Wasser zu Phosphorsäure, ist stark wasseranziehend
- 443. Phosphorsäure H3PO4 Verwendung: Ausgangsprodukt für Mono, di, Oligo und Polyphosphate, die als Düngemittel, Wasch-, Reinigungs-, Lebens-
- 444. Das Arsen Mehrere Modifikationen, beständigste ist das graue, metallische Arsen, leitet den elektr. Strom, spröde („Sprödmetalle“).
- 445. Das Arsen AsH3 verbrennt zu As2O3: AsH3 +3O2 → As2O3 + 3H2O Arsentrioxid auch durch Rösten
- 446. Das Arsen Verwendung: Arsenik (As2O3) zur Vertilgung von Mäusen, Ratten, Fliegen, zum konservieren von Häuten und
- 447. Das Antimon: Gediegen, als Sulfid, Oxid und als Metallantimonide in der Natur vorkommend. Minerals: Grauspießglanz: Sb2S3,
- 448. Das Antimon: Antimon kommt wie Phosphor in mehreren Modifikationen vor, wichtigste ist das graue, metallische Antimon,
- 449. Das Wismut (Bismut): Kommt eher in geringeren Mengen vor, gediegen und kationisch als Sulfid Bi2S3 Wismutglanz,
- 450. Das Wismut (Bismut): Wismutwasserstoff BiH3: Mg3Bi2 + 6HCl → 3MgCl2 + 2BiH3 gibt beim Erwärmen Bi-Metallspiegel.
- 451. Die 6te Hauptgruppe: O S Se Te Po Der Sauerstoff: Kommt in elementarem Zustand in der
- 452. Der Sauerstoff: Herstellung: Gewinnung aus der Luft: Durch physikalische Verfahren wie Destillation verflüssigter Luft, oder auf
- 453. Der Sauerstoff: Eigenschaften: Sauerstoff ist bei normaler Temperatur und normalem Luftdruck ein farb- und geruchloses Gas,
- 454. Der Sauerstoff: Verwendung: Sauerstoff dient in der Technik zur Erzeugung höherer Temperaturen bei Verbrennungsprozessen, den meisten
- 455. Der Sauerstoff: Verwendung: und Biologie zur Verstärkung und Anregung von Lebens und Wachstumsprozessen, in Technik und
- 456. Der Sauerstoff: Die wichtigste und häufigste Sauerstoffverbindung ist Wasser, das durch Verbrennung von Wasserstoff hergestellt werden
- 457. Der Sauerstoff: Wasserstoffperoxid: Durch Dehydrierung von Wasser oder Oxidation von Wasserstoff: (Antrachinonverfahren) 2H2O → H2O2 +
- 458. Der Sauerstoff: Wasserstoffperoxid: Wird verwendet zum Bleichen, zum Bleichen von Stroh, Federn, Schwämmen, Elefenbein, Stärke, Leim,
- 459. Der Sauerstoff: Ozon O3: („Trioxygen“) Elektrisch zb. durch stille Entladung: Sauerstoff wird durch Glasrohre geleitet die
- 460. Der Sauerstoff: Ozon O3: („Trioxygen“) Charakteristisch ist die starke Oxidationswirkung des Ozon, beispielsweise werden Zinn-II zu
- 461. Der Schwefel: Schwefel kommt in der Natur frei und gebunden vor, gebunden in Form von hauptsächlich
- 462. Der Schwefel: Schwefel ist auch in der Biosphäre zb. in Eiweißen enthalten und kommt auch in
- 463. Der Schwefel: Schwefel kommt in mehreren festen, flüssigen und gasförmigen Modifikationen vor: α-S β-S λ-S μ-S
- 464. Der Schwefel: Schwefel reagiert bei erhöhter Temperatur mit fast allen Metallen und Nichtmetallen, außer mit Gold,
- 465. Der Schwefel: Schwefelwasserstoff: aus den Elementen: H2 + S → H2S Oder durch Freisetzung aus Sulfiden
- 466. Der Schwefel: Schwefelwasserstoff: Andere Metallsulfide, besonders Schwermetallsulfide sind schwerlöslich, sehr unterschiedlich gefärbt und werden daher und
- 467. Der Schwefel: Schwefeldioxid: Aus den Elementen: S + O2 → SO2 oder durch Erhitzen schwefelhaltiger Erze
- 468. Der Schwefel: Schwefeltrioxid: SO3 Kann nicht direkt durch Verbrennen von Schwefel hergestellt werden, wird durch Oxidation
- 469. Der Schwefel: Schwefelsäure: Hergestellt durch Reaktion von Wasser mit SO3, wobei das SO3 im Kontaktverfahren oder
- 470. Der Schwefel: Schwefelsäure: Verwendung: Hauptmenge wird zur Herstellung von Kunstdünger verwendet, zur Darstellung anderer Mineralsäuren (Salzsäure,
- 471. Selen, Tellur, Polonium: Selen ist weniger häufig als Schwefel, kommt in der Natur gediegen und in
- 472. Selen, Tellur, Polonium: Selen und Selenverbindungen sind giftig. Allerdings ist Selen auch ein essentielles Spurenelement. Tellur:
- 473. Die 7te Hauptgruppe: Das Fluor: Fluor kommt in der Natur wegen seiner Reaktionsfreudigkeit nur gebunden vor
- 474. Das Fluor: Herstellung: Ausgangsprodukt zur F2-Herstellung ist HF, Fluorwasserstoff, der durch Umsetzung von Flussspat mit konzentrierter
- 475. Das Fluor: Fluor ist in dicker Schicht ein blassgelbes Gas von durchdringendem Geruch, es ist das
- 476. Das Fluor: Fluor dient selbst zur Herstellung von Fluorverbindungen, perfluorierte Verbindungen, die nicht anders hergestellt werden
- 477. Fluorwasserstoff: Flussäure hat aber die bemerkenswerte Eigenschaft Glas und Quarz aufzulösen: SiO2 + 6HF → 2H+
- 478. Das Chlor: Kommt wie Fluor nicht frei vor, sondern gebunden in Form von Chloriden: die wichtigsten
- 479. Das Chlor: Aus Chlorwasserstoff: 4HCl + MnO2 → 2H2O + MnCl2 + Cl2 Elektrochemisch aus HCl:
- 480. Das Chlor: Alkalimetalle reagieren am heftigsten mit Chlor, fast ebenso heftig die Erdalkalimetalle, aber auch Übergangsmetalle
- 481. Das Chlor: H2O + Cl2 2HCl +1/2O2 das Gleichgewicht liegt in der Gasphase links, wenn Wasser
- 482. hypochlorige Säure HOCl: Neigung zum Zerfall in Chlor und Sauerstoff: 2HClO → Cl2 + 1/2O2 +
- 483. Chloroxide: Chlordioxid ClO2, chlorige Säure HClO2: Herstellung: 2HClO3 + H2SO3 → 2ClO2 + H2SO4 + H2O
- 484. Chloroxide: Chlorite wirken stark oxidierend und werden ebenfalls für Bleichzwecke verwendet, so zum faserschonenden Bleichen von
- 485. Chlorsäure, HClO3: Konzentrierte Chlorsäure (max 40%) ist ein starkes Oxidationsmittel (tränkt man Papier oder Holz damit
- 486. Perchlorsäure, HClO4: Herstellung : Erhitzen von Chloraten: 4KClO3 → KCl + 3KClO4 Und Freisetzung aus den
- 487. Perchlorsäure, HClO4: Die Perchlosäure gehört zu den stärksten Säuren, die es gibt (Ks = 1010), ihre
- 488. Chlorwasserstoff ist ein farbloses stechend riechendes Gas , es löst sich außerordentlich gut in Wasser unter
- 489. Chlorwasserstoff ist ein farbloses stechend riechendes Gas , es löst sich außerordentlich gut in Wasser unter
- 490. Das Brom: Kommt in der Natur nur in gebundenem Zustand vor, als Bromide, AgBr Bromargyrit, man
- 491. Das Brom: Bromwasserstoff HBr, löst sich in Wasser, Bromwasserstoffsäure, es gibt wie beim Chlor vergleichbare Oxosäuren:
- 492. Das Jod: Darstellung: HIO3 + 3H2SO3 → HI + 3H2SO4 HIO3 + 5HI → 3H2O +
- 493. Das Astat: Kommt nur in geringen Spuren als Zwischenglied radioaktiver Zerfallsreihen vor, man ist auf Kernreaktionen
- 494. Die Edelgase: Das Argon macht mit 99.8% den größten Teil des Edelgasanteils der Luft aus. Sie
- 496. Скачать презентацию