Grundwissen Chemie
WERTIGKEIT EINES ATOMS
Darunter versteht man die Anzahl der Atombindungen, die ein Atom eingehen kann. Die Wer- tigkeit leitet sich von der Anzahl der Valenzelektronen ab, die abgegeben werden können, um die Edelgaskonfiguration zu erreichen. Elemente der ersten Gruppe können ein Elektron abge- ben, also eine Bindung eingehen. In der zweiten können zwei, in der dritten Gruppe drei Elekt- ronen abgegeben werden. In der vierten Gruppe hängt es vom Reaktionspartner ab, ob vier E- lektronen abgegeben oder vier aufgenommen werden. In der fünften werden dann drei, in der sechsten zwei und in der siebten ein Elektron aufgenommen, um ein Oktett zu bilden. Die E- delgase in der achten Gruppe sind sehr reaktionsträge und gehen normalerweise keine Verbindungen ein.
Anhand dieser Überlegungen lässt sich folgende Wertigkeitstabelle erstellen:
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ELEKTRONEGATIVITÄT
Darunter versteht man das Bestreben eines Atoms, innerhalb einer Bindung Elektronen anzu- ziehen. Im Fluorwasserstoffmolekül HF ist der Elektronegativitätsunterschied der beiden Ato- me so groß, dass das Fluoratom die Elektronenwolken so stark in seine Nähe zieht, dass es eine negative Teilladung δ- erhält (das Wasserstoffatom erhält dadurch automatisch eine positive Ausgleichsladung δ+, so dass das Molekül nach außen hin neutral bleibt). Die Elektronegativität kann aus dem Periodensystem entnommen werden. (Zur Orientierung: Für Fluor bertägt sie 4,1).
ELEKTROCHEMISCHE BEGRIFFE
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CHEMISCHE BINDUNGEN
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CHEMISCHE GRUNDBEGRIFFE
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RADIKAL
Das ist ein Teilchen oder eine Verbindung, die ein ungepaartes Elektron besitzt (also eine ungerade Elektronenzahl hat) und dadurch mit allem, was ihr in den Wirkungskreis gerät, eine E- lektronenpaarbindung eingeht.
REDOX - REAKTIONEN
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Erstellen einer RedOx - Gleichung
1.) Ausschreiben der Ausgangs- und Endstoffe mit Oxidationszahlen. Ermittlung des Oxidations- und Reduktionsschrittes.
2.) Angleichung der Anzahl der Atome, bei denen sich die Oxidationszahl verändert. Aus einem Cl2 - Molekül werden beispielsweise 2 Cl-.
3.) Aufstellen der Teilgleichungen jeweils für Oxidation, beziehungsweise Reduktion.
4.) Änderungen der Oxidationszahlen durch Elektronen darstellen, beziehungsweise erklären.
5.) Ausgleichen der Ladungen auf der linken und rechten Seite der Gleichung
a) bei Säuren durch H3O+ Ionen
b) bei Laugen durch OH- Ionen
Ziel des Ausgleichs ist es, dass auf beiden Seiten der jeweiligen Teilgleichung die selbe Ladung vorhanden ist, z.B. links und rechts +2.
6.) Stoffausgleich mit Wasser.
7.) Gesamtgleichung: gleiche Elektronenzahlen bei Oxidation und Reduktion
STÖCHIOMETRIE
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PROTOLYSEN / SÄURE-BASE-REAKTIONEN
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PROTOLYSENGLEICHGEWICHTE
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QUANTENZAHLEN
Aufgrund mehrerer Widersprüche vor allem in Bezug auf die Linienspektren der Atome, musste das Bohr-Atommodell (Elektronen auf Kreisbahnen um den Kern) als unzureichend erklärt werden. Vielmehr können die Linienspektren nur dadurch erklärt werden, dass die Elektronen auf Ellipsen um den Kern kreisen. Zur Beschreibung des Energiezustandes eines Elektrons auf einer Bahn wurden vier Quantenzahlen definiert:
1.) Die Hauptquantenzahl n
Sie gibt die zu betrachtende „Schale“ des Atoms an und ist genaugenommen das Maß für die große Halbachse der Bahnellipse. n kann jeden beliebigen Wert, beginnend mit eins, annehmen. Ist n = 1, bewegt sich das Elektron auf der innersten Schale, für n = 3 auf der dritten.
2) Die Nebenquantenzahl l
Sie ist das Maß für die kleine Halbachse der Bahnellipse. Die Bahnen teilen sich (mit Aus- nahme der ersten) in n Nebenbahnen auf. Dadurch, dass die Zählung der Bahnen bei 0 be- gonnen wird, liegt der Maximalwert lmax bei n-1, der Wertebereich geht also von 0 bis n-1.
3) Magnetische Quantenzahl m
Sie gibt nichts weiter als die Richtung der Elektronenorbitale im Raum an. Die Orientie- rungsmöglichkeiten der Orbitale hängen von der Größe der Nebenquantenzahl ab: m = -l ... 0 ... l
Bei l = 2 ist m = -2, -1, 0, 1, 2
4) Die Spinquantenzahl s
Jedes Elektron hat (anschaulich dargestellt) einen Drehimpuls um seine eigene Achse. Die Spinquantenzahl gibt an, ob sich das zu benennende Elektron gegen oder mit dem Uhrzei- gersinn dreht. s kann demnach nur zwei Werte annehmen, die mit +½ und -½ abgespro- chen wurden.
Um nun eindeutig die Bahn eines Elektrons anzugeben, könnte man n und l angeben. Aus historischen Gründen werden jedoch andere Angaben verwendet, deren Bezeichnung von der Nebenquantenzahl abhängt:
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Das bedeutet, dass ein Elektron mit der Nebenquantenzahl l = 2 sich in einem d - Orbital befindet. Die Buchstaben sich also nichts weiter als eine Abkürzung für den Wert von l. In jedem Orbital können sich zwei Elektronen entgegengesetzten Spins befinden. Daraus folgt aus den Zusammenhängen der Quantenzahlen die größtmögliche Besetzung der ein- zelnen Nebenbahnen:
Bezeichnung l m Anzahl der Elektronen
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Durch diese vier Quantenzahlen kann jedes Elektron in einer Atomhülle genau benannt werden, da nie zwei Elektronen in allen Quantenzahlenübereinstimmen können. (Pauli - Prinzip)
Eine komplette Elektronenkonfiguration
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INDIKATOREN
Jeder Stoff, der bei Aufnahme oder Abgabe eines Protons seine Farbe verändert, ist als Indikator geeignet. Dabei darf er jedoch nicht in eine chemische Reaktion eingreifen. Es gibt Indikatorsäuren und Indikatorbasen.
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Ein Indikator zeigt im sauren und im alkalischen jeweils eine andere Farbe. Bei jeder beliebigen H3O+(OH-)-Konzentration sind beide Formen des Indikators vorhanden. Ab einem bestimmten pH-Wert befinden sich die zwei Formen des Indikators im Gleichgewicht, es wird eine Mischfarbe angezeigt (Umschlagspunkt). Es existiert für jeden pH-Wert ein bestimmter Indikator, der an diesem umschlägt und ihn so anzeigt.
Am Umschlagspunkt gilt: pH = pKS
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KOMPLEXCHEMIE
Werden in einer Verbindung alle bindenden Elektronen von einem Teilchen mitgebracht, so spricht man von einer koordinativen oder dativen Bindung. Die vom Liganden zur Verfügung gestellten freien Elektronenpaare füllen nicht besetzte Orbitale des Zentralteilchens auf.
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Räumlicher Bau von Komplexen
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Nomenklatur von Komplexen
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1. Nomenklatur von anionischen Komplexen
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2. Nomenklatur von kationischen Komplexen
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DIE ELEKTROCHEMISCHE SPANNUNGSREIHE
1. Die Redoxreihe von M etallen
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Das Reduktionsvermögen nimmt zu
Die Elemente in der Spannungsreihe sind nach ihrer Fähigkeit als Reduktionsmittel geordnet. Je weiter links ein Element steht, desto leichter gibt es Elektronen ab, um damit ein anderes E- lement zu reduzieren. Gold gibt am schwersten seine Valenzelektronen ab und ist damit das e- delste der Reihe. Alle Metalle, die links vom Wasserstoff stehen, werden von Säuren unter Wasserstoffbildung angegriffen. Die edlen Metalle rechts vom Wasserstoff sind gegen Säuren resistent.
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Das Oxidationsvermögen nimmt zu
Da in der Spannungsreihe der Atome das Reduktionsvermögen von rechts nach links zunimmt, muss in der Spannungsreihe der Ionen das Oxidationsvermögen von rechts nach links abneh- men, da ein Element umso schwerer Elektronen aufnimmt, je leichter es sie abgestoßen hat. Li- thium gibt beispielsweise sehr leicht sein Valenzelektron ab, das Ion Li+ nimmt nur sehr schwer ein Elektron auf.
2. Die Redoxreihe von Nichtm etallen
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In der Reihe der Atome nimmt nimmt Iod am schwersten und Fluor am leichtesten Elektronen auf (es besitzt schließlich die größte Elektronegativität und hat einen geringen Atomradius). Darum nimmt das Oxidationsvermögen von links nach rechts zu.
Die Reihe der Ionen verhält sich umgekehrt. Da Iod nur sehr schwer ein Elektron aufnimmt, gibt sein Ion dieses sehr leicht wieder ab, um andere Elemente zu reduzieren. Analog dazu gibt Fluor sein Elektron am schwersten wieder heraus. Darum nimmt das Reduktionsvermögen von rechts nach links ab.
Werden zwei Metallelektroden in destilliertem Wasser leitend miteinander verbunden, so scheidet sich das edlere Metall am unedleren ab, da sich bei diesem eine stärkere Doppelschicht aus Metallionen und Elektronen aufbaut.
In einem Galvanischen Element bilden beide Halbelemente eine spezifische, auf Metall und Lösung bezogene Doppelschicht aus. Das Metall, das weiter links in der Spannungsreieh steht, gibt leichter Elektronen ab als das andere, bildet also dementsprechend eine stärkere Doppel- schicht, was dazu führt, dass sich das edlere Metall positiv und das unedlere negativ auflädt. Dieüberschüssigen Elektronen des edlere Metalls wandernüber den Draht zur Kathode (die in diesem Fall positiv ist, da die Ionen von den ankommenden Elektronen reduziert werden, siehe Definition). Der Ladungsausgleich der Lösungen findet durch das Diaphragma statt.
Die Ausbildung der Doppelschicht hängt vom osmotischen Druck der Lösung ab:
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Daraus geht hervor, dass sich das Potential durch eine Konzentrationsänderung der Lösung (al- so einer Änderung des osmotischen Drucks) beeinflussen lässt. Eine Zinkelektrode gibt solange Ionen in Lösung, wie ihr Lösungsdruck größer als der Gegendruck der Ionen in der Lösung ist. Wird der osmotische Druck der Lösung also durch eine Veringerung der in ihr enthaltenen Io- nen verändert (Verdünnung), so können noch mehr Zinkionen in Lösung gegeben werden.
Normalpotentiale
Je größer der negative Zahlenwert des Normalpotentials ist, desto größer ist der Elektronendruck, also das Reduktionsvermögen der Elektrode und umso unedler ist das Metall. Je größer der positive Zahlenwert des Normalpotentials ist, desto kleiner ist der Elektronendruck, also das Oxidationsvermögen und umso edler ist das Metall.
Der Elektronenfluss findet vom Reaktionspartner mit dem negativeren Normalpotential zum dem mit dem positiveren Normalpotential statt (Negatives Normalpotential bedeutet großer Elektronendruck).
In einem RedOx-System führt das RedOx-Paar mit dem positiveren Normalpotential eine Reduktion durch. Das Paar mit dem negativeren Normalpotential führt eine Oxidation durch.
Nach beendeter Reaktion liegt somit vom edleren RedOx-Paar die reduzierte und vom unedleren die oxidierte Form vor.
Eine Reaktion zwischen zwei Partnern kann nur stattfinden, wenn unter Berücksichtigung der einzig möglichen Elektronenflussrichtung (vom negativeren zum positiveren) die zu oxidierende Form des negativeren mit der zu reduzierenden Form des positiveren reagieren kann.
Die Gleichung von Nernst
Werden zwei gleiche Halbzellen gegeneinander geschaltet, so fließt wegen deräquivalen- ten Doppelschichten kein Strom. Wird jedoch das Lösungsmittel der einen Zelle verdünnt (z. B. mit Wasser), so kann diese Elektrode mehr Ionen in Lösung geben, da der osmoti- sche Druck nachgelassen hat. Dementsprechend baut die Zelle im Vergleich zu der anderen einen Elektronenüberschuss auf, was dazu führt, dass Elektronen von der Zelle mit der niedrigeren Salzkonzentration zu der mit der höheren Salzkonzentration fließen. Damit ist das Halbelement mit der niedrigeren Konzentration der Minuspol, beziehungsweise im Fal- le eines Galvanischen Elementes die Anode, da hier die das Element oxidiert wird und E- lektronen freigibt.
Für die Berechnung des RedOx-Potentials der beiden Konzentrationszellen gilt die Gleichung von Nernst:
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WICHTIGE VERBINDUNGEN
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[...]
- Citar trabajo
- Benjamin Bulheller (Autor), 2001, Grundwissen Chemie, Múnich, GRIN Verlag, https://www.grin.com/document/101695
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