Grundwissen 9. Klasse NTG - Humboldt-gym.de
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<strong>Grundwissen</strong> <strong>9.</strong> <strong>Klasse</strong> <strong>NTG</strong><br />
<strong>9.</strong>1 Qualitative Analysemetho<strong>de</strong>n<br />
• gibt Antwort auf Fragen nach <strong>de</strong>r stofflichen Zusammensetzung<br />
• Sauerstoff: Glimmspanprobe<br />
• Wasserstoff: Knallgasprobe: 2 H 2 + O 2 → 2 H 2 O<br />
• Alkalimetall-Kationen: Flammenfärbung (Vorprobe)<br />
• Kohlenstoffdioxid: Fällungsreaktion mit Kalkwasser:<br />
Ca(OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 + H 2 O<br />
<strong>9.</strong>2 Quantitative Aspekte chemischer Reaktionen:<br />
Masse<br />
n =<br />
m<br />
M<br />
⎡ g ⎤<br />
⎢ ⎥<br />
⎣ g / mol ⎦<br />
M lässt sich aus <strong>de</strong>m Perio<strong>de</strong>nsystem<br />
ermitteln:<br />
Summe <strong>de</strong>r Atommassen, dazu<br />
die Einheit g/mol<br />
Stoffmenge n<br />
Volumen<br />
n =<br />
V<br />
V<br />
⎡<br />
⎢<br />
⎣l<br />
M<br />
/<br />
l ⎤<br />
mol ⎥<br />
⎦<br />
V M = 22,4 [l/mol]<br />
(bei Normbedingungen)<br />
Teilchenzahl<br />
n =<br />
N<br />
N A<br />
⎡ 1 ⎤<br />
⎢<br />
⎣1/<br />
mol ⎥<br />
⎦<br />
N A = 6,022 · 10 23 [1/mol]<br />
Vorgehen zur Berechnung stöchiometrischer Aufgaben:<br />
1. gegebene und gesuchte Größen notieren<br />
2. Reaktionsgleichung aufstellen<br />
3. Stoffmengenverhältnis notieren<br />
4. Gleichung nach gesuchter Größe auflösen und gesuchte Größe<br />
berechnen<br />
<strong>9.</strong>3 Molekülstruktur und Stoffeigenschaften<br />
Orbitalmo<strong>de</strong>ll:<br />
Die Elektronen in <strong>de</strong>r Atomhülle befin<strong>de</strong>n sich in Orbitalen (Ort mit <strong>de</strong>r<br />
höchsten Aufenthaltswahrscheinlichkeit). Die Atomorbitale nehmen je<br />
nach Energiestufe und Schale verschie<strong>de</strong>ne Gestalten an. Orbitale stellen<br />
vereinfacht gesehen Elektronenwolken dar, die mit je maximal zwei<br />
Elektronen besetzt sein können.
Elektronenpaarabstoßungsmo<strong>de</strong>ll:<br />
Die negativ gela<strong>de</strong>nen Elektronenwolken stoßen sich gegenseitig ab, so<br />
dass sie <strong>de</strong>n größtmöglichen Abstand zueinan<strong>de</strong>r annehmen. Es ergeben<br />
sich folgen<strong>de</strong> Molekülgestalten:<br />
Bindungen Struktur Beispiel<br />
4 Einfachbindungen Tetrae<strong>de</strong>r<br />
H<br />
3 Einfachbindungen, 1<br />
freies Elektronenpaar<br />
2 Einfachbindungen, 2<br />
freie Elektronenpaare<br />
pyramidal<br />
gewinkelt<br />
1 Einfachbindung, 3<br />
linear<br />
freie Elektronenpaare<br />
2 Doppelbindungen linear<br />
CH 4<br />
NH 3<br />
H 2 O<br />
HF<br />
CO 2<br />
C<br />
H H<br />
H<br />
N<br />
H<br />
H<br />
H<br />
O<br />
H H<br />
H F<br />
O C O<br />
Elektronegativität:<br />
Unter <strong>de</strong>r Elektronegativität versteht man die Fähigkeit eines Atoms, die<br />
Elektronen innerhalb einer Elektronenpaarbindung an sich zu ziehen.<br />
Zwischenmolekulare Kräfte:<br />
• van-<strong>de</strong>r-Waals-Wechselwirkungen:<br />
zwischen unpolaren Molekülen; beruhen auf spontanen und<br />
induzierten Dipolen; schwache Wechselwirkungen<br />
• Dipol-Dipol-Wechselwirkungen:<br />
zwischen Dipol-Molekülen o<strong>de</strong>r zwischen Dipol-Molekülen und Ionen;<br />
relativ starke Wechselwirkung<br />
• Wasserstoffbrücken: Voraussetzungen: eine stark polare Bindung und ein stark<br />
elektronegatives Atom mit min<strong>de</strong>stens einem freien Elektronenpaar (z.B. H 2 O)<br />
<strong>9.</strong>4 Protonenübergänge<br />
Säuren und saure Lösungen:<br />
Definition nach Brönsted: Säuren sind Verbindungen, die Wasserstoff-Ionen<br />
abspalten können (Protonendonatoren). Es bleibt ein Säurerest-Anion zurück.<br />
Saure Lösungen entstehen, wenn eine Säure ein Proton an ein Wassermolekül<br />
überträgt. Es entstehen ein Oxonium-Ion (H 3 O + ) und ein Säurerest-Anion.
Basen und alkalische Lösungen:<br />
Definition nach Brönsted: Basen sind Verbindungen, die Wasserstoff-Ionen<br />
aufnehmen können (Protonenakzeptoren).<br />
Alkalische Lösungen sind wässrige Lösungen, die Hydroxid-Ionen (OH - ) enthalten.<br />
Säure-Base-Reaktionen:<br />
Säure-Base-Reaktionen sind Protonenübertragungsreaktionen (Protolysen). Sie<br />
laufen nach <strong>de</strong>m Donator-Akzeptor-Prinzip ab: Protonen wer<strong>de</strong>n von Säure-Teilchen<br />
auf Base-Teilchen übertragen.<br />
Ampholyte:<br />
Stoffe, die sowohl als Protonendonator (Säure) als auch als Protonenakzeptor (Base)<br />
wirken können;<br />
z.B. H 2 O → OH - + H + H 2 O + H + → H 3 O +<br />
Neutralisation:<br />
Reaktion zwischen einer Säure und einer Base zu einer neutralen Lösung.<br />
Allgemein: Säure + Base → Wasser + Salz<br />
Beispiel: HCl + NaOH → H 2 O + NaCl<br />
Indikatoren:<br />
Stoffe, die durch ihre Farbe anzeigen, ob Lösungen sauer, alkalisch o<strong>de</strong>r neutral<br />
sind. z.B.:<br />
Lackmus: sauer: rot; neutral: violett; alkalisch: blau<br />
Phenolphthalein: sauer: farblos; neutral: farblos; alkalisch: pink<br />
pH-Wert:<br />
Der pH-Wert ist ein Maß für <strong>de</strong>n Gehalt einer Lösung an Oxonium-Ionen und<br />
Hydroxid-Ionen. Er gibt damit die Stärke <strong>de</strong>r sauren bzw. alkalischen Lösung an.<br />
1-6: sauer<br />
7: neutral<br />
8-14: alkalisch<br />
Stoffmengenkonzentration:<br />
n(<br />
X )<br />
c ( X ) = Einheit:<br />
V ( X )<br />
Titration:<br />
mol<br />
l<br />
Metho<strong>de</strong> zur Ermittlung <strong>de</strong>r Stoffmengenkonzentration. Dabei tropft man eine<br />
Maßlösung genau bekannter Konzentration zu einem bestimmten Volumen an<br />
Probelösung bis ein Indikator umschlägt.
Die wichtigsten Säuren und Basen:<br />
Säuren:<br />
NAME FORMEL SÄUREREST NAME<br />
Salzsäure HCl Cl - Chlorid-Ion<br />
Schwefelsäure H 2 SO 4 HSO 4<br />
-<br />
SO 4<br />
2-<br />
Phosphorsäure H 3 PO 4 H 2 PO 4<br />
-<br />
2-<br />
HPO 4<br />
3-<br />
PO 4<br />
Salpetersäure HNO 3 NO 3<br />
-<br />
Hydrogensulfat-Ion<br />
Sulfat-Ion<br />
Dihydrogenphosphat-Ion<br />
Hydrogenphosphat-Ion<br />
Phosphat-Ion<br />
Nitrat-Ion<br />
Basen:<br />
Ammoniak NH 3<br />
Natronlauge<br />
Kalilauge<br />
NaOH<br />
KOH<br />
Kalkwasser (Calciumhydroxid) Ca(OH) 2<br />
<strong>9.</strong>5 Elektronenübergänge<br />
Redoxreaktionen:<br />
Redoxreaktionen sind Elektronenübertragungsreakionen. Sie laufen nach <strong>de</strong>m<br />
Donator-Akzeptor-Prinzip ab:<br />
• Oxidation: Abgabe von Elektronen; die Oxidationszahl wird erhöht<br />
• Reduktion: Aufnahme von Elektronen; die Oxidationszahl wird erniedrigt<br />
• Oxidationsmittel: Elektronenakzeptor<br />
• Reduktionsmittel: Elektronendonator<br />
z.B.<br />
Oxidation<br />
Reduktionsmittel: Fe<br />
2 Fe+ 3 Br 2 → 2 FeBr 3 Oxidationsmittel: Br 2<br />
Reduktion
Oxidationszahl:<br />
Oxidationszahlen sind gedachte Ladungszahlen, die Atomen in Elementen,<br />
Verbindungen und Ionen zugeordnet wer<strong>de</strong>n. Zur Bestimmung <strong>de</strong>r Oxidationszahlen<br />
wer<strong>de</strong>n die Bindungselektronen <strong>de</strong>m elektronegativeren Bindungspartner<br />
zugeschrieben.<br />
Elektrolyse:<br />
Elektronlysen sind elektrisch erzwungene, endotherme Redoxreaktionen.<br />
• Voraussetzung: geschlossener Stromkreis: in <strong>de</strong>n Kabeln fließen Elektronen, in<br />
<strong>de</strong>r Lösung o<strong>de</strong>r in <strong>de</strong>r Schmelze fin<strong>de</strong>t Ionenwan<strong>de</strong>rung statt<br />
• Kationen wan<strong>de</strong>rn zur Katho<strong>de</strong> (Minus-Pol) und wer<strong>de</strong>n dort reduziert.<br />
• Anionen wan<strong>de</strong>rn zu Ano<strong>de</strong> (Plus-Pol) und wer<strong>de</strong>n dort oxidiert.<br />
Galvanische Elemente:<br />
Eine Zusammenstellung aus zwei verschie<strong>de</strong>nen, räumlich getrennten<br />
Redoxsystemen nennt man Galvanisches Element. Galvanische Elemente<br />
verwan<strong>de</strong>ln chemische Energie in elektrische Energie.