Chemie – Grundwissen der 9 - Melanchthon-Gymnasium Nürnberg

Chemie - Grundwissen der 9. Jahrgangsstufe
Die Inhalte des Chemieunterrichts der 9. Jahrgangsstufe am humanistischen Gymnasium sind im
Folgenden stichpunktartig zusammengestellt. Das Beherrschen und Anwenden dieses
Grundwissens ist die notwendige Voraussetzung für eine sinnvolle Erweiterung und Vertiefung des
Faches Chemie in der 10. Jahrgangsstufe.
1. Stoffe und Reaktionen
1.1 Reinstoffe (Bsp. Wasser) besitzen bei gleichen Bedingungen (Temperatur, Druck) bestimmte
qualitative und quantitative Eigenschaften: z.B. Farbe, Dichte, Geruch, Aggregatzustand,
Schmelz- und Siedetemperatur. Messbare Stoffeigenschaften (Dichte, Schmelz- und Siedetemperatur)
werden als Kenneigenschaften bezeichnet.
1.2 Eine Verbindung ist ein Reinstoff, der sich in Elemente zerlegen lässt. Ein Element ist ein
Reinstoff, der sich mit chemischen Verfahren nicht weiter in andere Stoffe zerlegen lässt. Ein
Element besteht aus gleichartigen Atomen. Ein Molekül ist ein Atomverband, der bei
Elementen aus gleichartigen Atomen, bei Verbindungen aus verschiedenartigen Atomen
besteht.
1.3 Unter einer Analyse versteht man die Zerlegung einer Verbindung in einfachere Bestandteile,
häufig in Elemente. Bsp.: Wasser Sauerstoff + Wasserstoff
Die Synthese ist die Vereinigung von Elementen zu einer Verbindung.
Bsp.: Magnesium + Sauerstoff Magnesiumoxid
Die Umsetzung ist die Kopplung von Analyse und Synthese. Bei einer Umsetzung entstehen
aus zwei oder mehr Edukten (= Ausgangsstoffe) zwei oder mehr Produkte (= Endstoffe).
Bsp.: Wasser + Magnesium Wasserstoff + Magnesiumoxid
1.4 Energiebeteiligung
Eine Reaktion, bei der Wärme abgegeben wird, ist eine exotherme Reaktion.
Eine Reaktion, bei der Wärme aus der Umgebung entzogen wird, ist eine endotherme
Reaktion. Die Aktivierungsenergie ist die Energie, die zum Starten einer chemischen
Reaktion benötigt wird. Ein Katalysator ist ein Stoff, der Reaktionen beschleunigt, indem er die
Aktivierungsenergie erniedrigt, dabei selbst aber nicht verbraucht wird.
1.5 Chemische Formeln und Formelgleichungen
Die Molekülformel (Bsp.: H 2 O) gibt die beteiligten Atomsorten in ihrer tatsächlichen Anzahl
wieder.
Die Verhältnisformel (Bsp.: AlCl 3 ) gibt nur das Zahlenverhältnis der Ionen in der Verbindung
wieder.
Die stöchiometrische Wertigkeit eines Elements ist die Anzahl der Wasserstoffatome, die
von einem Atom dieses Elements gebunden werden kann. Die Wertigkeit lässt sich aus dem
Periodensystem der Elemente (PSE) ablesen:
Hauptgruppennummer I II III IV V VI VII
Wertigkeit 1 2 3 4 3 2 1
Sind mehrere gleichartige Ionen, Atome oder Atomgruppen miteinander verbunden, so
drückt man dies durch eine tiefgestellte Zahl aus, den Index. Der Index (Plural: Indices) steht
hinter dem Elementsymbol oder hinter der in Klammern stehenden Atomgruppe, auf die er
sich bezieht.
Die Zahl vor einer Formel, der Koeffizient, bezieht sich auf das gesamte folgende Teilchen
mit allen enthaltenen Ionen oder Atomen.
1.6 Erstellung einer Formel:
- Elementsymbole nebeneinander schreiben
- Feststellen der Wertigkeiten (aus dem Namen oder aus Hauptgruppe des PSE)
- Ermitteln des kleinsten gemeinsamen Vielfachen (kgV) der jeweiligen Wertigkeiten
- kgV dividiert durch die jeweilige Wertigkeit ergibt den Index des Elemtsymbols

1.7 Reaktionsgleichungen
Eine Reaktionsgleichung gibt an, welche Teilchen in welchem kleinstmöglichen Teilchenanzahlverhältnis
miteinander reagieren bzw. entstehen.
1.8 Erstellung einer chemischen Formelgleichung
- Elementsymbole der Edukte (= Ausgangsstoffe) stehen links vom Reaktionspfeil.
- Elementsymbole der Produkte (= Endstoffe) stehen rechts vom Reaktionspfeil.
- Bei Stoffen die im elementaren Zustand vorkommen prüfen, ob sie zweiatomig sind
(H 2 , O 2 , N 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 , F 2 ).
- Bei Verbindungen ist die Formel über den Namen oder die Wertigkeit zu ermitteln.
- Ausgleichen, d.h. mathematisches Richtigstellen durch Einsetzen von Koeffizienten.
- Indices von Verbindungen dürfen nicht verändert werden.
- Probe: Die Anzahl der Atome eines Elements (Produkt aus Koeffizient und Index) muss auf
beiden Seiten einer Gleichung identisch sein.
2. Atombau und gekürztes Periodensystem der Elemente (PSE)
2.1 Das Atom ist das kleinste Teilchen eines Elements. Negativ geladene Elektronen (e - ) bilden
die Atomhülle, die positiv geladenen Protonen (p + ) und die neutralen Neutronen (n) bilden
den Atomkern. Die Protonenzahl definiert die Atomart. Die Nukleonenzahl ist die Anzahl der
Kernbausteine. Sie gibt die Masse der Atomsorte in der Einheit u an und wird daher auch als
Massenzahl bezeichnet. Isotope sind unterschiedliche Atomsorten eines Elements, die sich in
ihrer Neutronenanzahl und damit in ihrer Masse unterscheiden.
Beispiel: Kohlenstoff
Massenzahl od.
Nukleonenzahl
Kernladungszahl
Protonenzahl
Elektronenzahl
Ordnungszahl
2.2 Energiestufenmodell der Atomhülle
Die Ionisierungsenergie (IE) ist die Energie, die aufgebracht werden muss, um ein Elektron aus
einem isolierten Atom abzutrennen. Dabei entsteht ein positiv geladenes Ion, ein Kation.
Die Ionisierungsenergiebeträge für verschiedene Elektronen eines Atoms unterschieden sich.
Daraus lassen sich das Energiestufenmodell (mit Hauptquantenzahlen n = 1, 2, 3, ...7
gekennzeichnet) und das Schalenmodell (mit K-, L-, M-, ...Q-Schalen gekennzeichnet)
ableiten. Die maximale Elektronenanzahl pro Energiestufe errechnet sich aus der
Hauptquantenzahl [ 2n 2 ].
2.3 Periodensystem der Elemente (PSE)
Im Periodensystem sind die Atomarten nach steigender Protonenzahl angeordnet. Atome mit
der gleichen Anzahl von Außenelektronen (sog. Valenzelektronen) stehen in Gruppen
untereinander. Atomarten einer Gruppe zeigen ein ähnliches chemisches Verhalten.
- Die Gruppennummer (I – VIII) gibt die Anzahl der Valenzelektronen der Atome an.
- Die Periodennummer (1-7) gibt die Anzahl der Energiestufen (bzw. Schalen) an, auf denen
die Elektronen des betreffenden Atoms verteilt sind. Valenzelektronen befinden sich auf der
höchsten Energiestufe (bzw. äußersten Schale).
- In einer Periode nimmt der Atomradius von links nach rechts ab.
- In einer Gruppe nimmt der Atomradius von oben nach unten zu.
- Metalle stehen im Periodensystem links einer gedachten Diagonalen von Bor zu Astat.
- Nichtmetalle stehen im PSE rechts der Diagonalen von Bor zu Astat.
12
6 C

2.4 Edelgasregel
In chemischen Reaktionen erreichen Atome durch Abgabe oder Aufnahme von Elektronen die
gleiche Anzahl von Valenzelektronen wie die Edelgasatome der nächstgeringeren oder gleichen
Periode. Dabei entstehen stabile Ionen mit sogenannter Edelgaskonfiguration.
3. Chemische Bindung
3.1 Salze – Ionenbindung
Metallatome besitzen relativ wenige Valenzelektronen. Sie geben bei chemischen Reaktionen
bis zur Erreichung der Edelgaskonfiguration Elektronen ab und werden zu positiv geladenen
Kationen. Metallatome sind Elektronendonatoren. Bsp.: Na Na + + e -
Nichtmetallatome verfügen über relativ viele Valenzelektronen. Bei chemischen Reaktionen
nehmen sie bis zur Erreichung der Edelgaskonfiguration Valenzelektronen auf und werden zu
negativ geladenen Anionen. Sie wirken als Elektronenakzeptoren. Bsp.: Cl 2 + 2 e - 2 Cl -
Die Ionenbindung ist die chemische Bindung, die in Salzen als Anziehungskraft zwischen
Kationen und Anionen wirkt. Dabei entsteht ein Ionengitter.
Beispiel einer Salzbildungsreaktion aus Metall und Nichtmetall
1. Teilgleichung 2 Na 2 Na + + 2 e - (Elektronenabgabe)
2. Teilgleichung Cl 2 + 2 e - 2 Cl - _____ (Elektronenaufnahme)
Ionengleichung 2 Na + Cl 2 2 Na + + 2 Cl -
Stoffgleichung
2 Na + Cl 2 2 NaCl
Salze sind also Stoffe, die z.B. aus positiv geladenen Metallkationen und negativ geladenen
Nichtmetallanionen bestehen. Bsp.: NaCl Na + + Cl -
Cl -
Cl - Na + Cl - Na + Cl - Na + Cl -
Na + Cl - Na + Cl - Na + Cl - Na +
ClNa - + Na + Cl - ClNa - + Na + Cl - ClNa - + Na + Cl - ClNa - +
Cl - Na + Cl - Na + Cl - Na +
Na + Cl - Na + Cl - Na + Cl - Na +
Cl - Schematischer Ausschnitt eines
Na + Cl - Na + Cl - Na + Cl - Natriumchloridkristalls (Kochsalz).
Na + Cl - ClNa - + Na +
Cl - ClNa - + Na +
Cl - ClNa - + Na +
Cl -
3.2 Molekular gebaute Stoffe – Elektronenpaarbindung
Die Elektronenpaarbindung ist die chemische Bindung, die zwischen Nichtmetallatomen
auftritt. Die an der Bindung beteiligten Atome verfügen gemeinsam über Valenzelektronenpaare
und erreichen auf diese Weise die Edelgaskonfiguration. Dabei entstehen Moleküle.
.. ..
. O.. Wassermolekül
H H
O C
O
Kohlenstoffdioxidmolekül
Je nach Anzahl der gemeinsam beanspruchten Elektronenpaare kommen Einfach-, Doppelund
Dreifachbindungen vor. Beispiele:
H H ; O O ; IN NI

Regeln zur Erstellung von Valenzstrichformeln:
- Addiert man die Anzahl der Valenzelektronen der beteiligten Atome, erhält man die im
Molekül insgesamt vorhandenen Valenzelektronen.
- Man ermittelt die Gesamtzahl der Valenzelektronen, welche die isoliert betrachteten Atome
in ihrer Edelgaskonfiguration hätten.
- Man ermittelt die Zahl der bindenden Elektronen als Differenz zwischen dieser Gesamtzahl
und der Zahl der vorhandenen Elektronen.
- Man berechnet die Zahl der freien Elektronen als Differenz zwischen der Zahl der
vorhandenen Valenzelektronen und der Zahl der bindenden Elektronen.
- Aufstellen der Valenzstrichformel unter Beachtung der Edelgasregel; Wasserstoffatome sind
stets einwertig und daher endständig; symmetrische Atomanordnung ist bevorzugt.
3.3 Metalle – Metallbindung
Metallbindung ist die chemische Bindung, die in elementaren Metallen oder Legierungen
vorkommt. Sie resultiert aus der Anziehungskraft zwischen den positiv geladenen Metallatomrümpfen
und dem aus den Valenzelektronen gebildeten Elektronengas.
+ + + +
+ + + +
+ + + + +
+ + + + +
+ + + +
+ + + +
Die Metallatome stellen ihre Valenzelektronen
dem gemeinsamen Gitter
zur Verfügung. Die positiv geladenen
Atomrümpfe +
besetzten die Gitterplätze einer
dichtesten Kugelpackung.
Die Valenzelektronen sind
beweglich und delokalisiert. Sie bilden
das „Elektronengas“.
4. Quantitative Aspekte chemischer Reaktionen
Atom- und Molekülmasse
Die Masse eines Teilchens (Atom, Molekül, Ion) wird in der atomaren Masseneinheit u angegeben.
1u ist definiert als der 12. Teil der Masse eines Atoms des Kohlenstoffisotops 12 C.
Für die Angabe der Quantität einer Stoffportion stehen folgende Größen zur Verfügung:
Größe Einheit Größe Einheit
Stoffmenge n mol (Stoffmengen-)Konzentration c mol / l
Molare Masse M g / mol Molares Volumen V m l / mol
Masse m g Volumen V l
Avogadro-Konstante N A mol -1 Teilchenanzahl N -

Zusammenhänge zwischen diesen Größen:
Die Stoffmenge n ist direkt proportional zu der Teilchenanzahl N.
Die Avogadro-Konstante N A ist der Quotient aus der Teilchenanzahl einer Stoffportion und der
Stoffmenge dieser Stoffportion:
N(
X )
1
N A
( X ) = ; [ N A
] =
n(
X )
mol
Die Avogadro-Konstante hat für alle Stoffe den gleichen Wert:
23 1
N A
= 6,02 ⋅10
mol
Die molare Masse M ist der Quotient aus der Masse einer Stoffportion und der Stoffmenge dieser
Stoffportion:
m(
X ) g
M ( X ) = ; [ M ] = 1
n(
X ) mol
Die molare Masse ist abhängig von der Stoffart.
Der Zahlenwert der Atom- oder Molekülmasse ist gleich dem Zahlenwert der molaren Masse.
Das molare Volumen V m ist der Quotient aus dem Volumen einer Stoffportion und der Stoffmenge
dieser Stoffportion:
V ( X )
V m
( X ) = ;
n(
X )
[ V m
] = 1
l
mol
Das molare Volumen ist von der Stoffart und wie das Volumen von Druck (p) und Temperatur (T)
abhängig.
Das molare Normvolumen V mn ist der Quotient aus dem Normvolumen V n einer Stoffportion und
der Stoffmenge dieser Stoffportion:
V
( X )
mn
=
Vn
( X )
;
n(
X )
Für gasförmige Stoffportionen ist das molare Normvolumen (bei T = 0 °C und p = 10 5 Pa)
l
unabhängig von der Stoffart und beträgt: V mn
= 22 , 4
mol