Anorganische Chemie Sem. 1

Def: alles was Masse hat und Raum einnimt

Unterteilung:
Festkörper= Atome durch starke Kräfte beieinander( Bewegungsfreiheit niedrig)

Flüssig: Atome/ Moleküle eng beieinander doch
Kräfte schwächer
Teilchen schwingen/ bewegen sich aneinander vorbei

Gase: kompressibel, Kräfte zw Teilchen
fast nicht da/ freibewegbar

Plasma( im Inneren der Sterne nur):
Entwicklung auf gasförmigen Zustand mit
elektrisxh geladene Teilchen

Änderung der Aggregatszustände durch Druck oder Temperatur

Jedes Gemisch kann durch physikalische Mitteln zu seinen reinen Bestandteilen getrennt werden, ohne dass sich seine Identität dabei ändert

Wenn sich etwas löst: Bsp Wasser mit Zucker od Wasser mit Salz: Lösung

Physikalische Eigenschaften: Dichte, Farbe, Härte, Schmelz und Siedepunkt sowie elektrische Leitfähigkeit
Chemische Eigenschaften: Umwandlung einer Art von Materie in einer anderen Art, bsp Entflammbarkeit, Säuregehalt, Toxizität, Reaktivität und Verbrennungswärme

Physikalische Veränderung: Veränderung des Zustands/ Eigenschaft der Materie, ohne Veränderung ihrer chemischen Zusammensetzung bsp Wachs schmilzt oder Zuckerauflösung im Kaffee
Chemische Veränderung: Enstehung von Stoffen, die sich unterscheiden von den Stoffen, die vor der Veränderung da waren bsp Bildung von Rost ist eine chemische Veränderung, weil Rost eine andere Art von Materie ist als das Eisen, der Sauerstoff und das Wasser, die vor der Bildung des Rosts vorhanden waren

Def: Fähigkeit, Arbeit zu verrichten

Potentielle Energie verbunden mit relativer Position, Zusammensetzung oder Zustand vom Objekt ( auch Ruheenergie genannt oder gespeicherte Energie genannt)
Arten potentieller Energie:
1 potentielle Gravitationsenergie
2 potentielle elektrische Energie
3 potentielle chemische Energie
4 Kernenergie
5 elastische Energie
Objekte mit hoher potentieller Energie weniger stabil, bewegen sich kaum

Kinetische Energie: Bewegung d Objekts (abhängig von Masse und Geschwindigkeit des Objekts)
Arten kinetischer Energie:
1 mechanisch
2 elektrisch
3 Strahlungs
4 Schallenergie
5 Wärmeenergie
Gesetz der Energieerhaltung: Energie kann weder geschaffen nohc vernichtet werden

eine durch protonenzahl und neutronenzahl charakterisierte atomsorte= nuklid
insg 340 nuklide mit 270 stabile umd 70 radioaktiv
isotope nuklide mit gleicher protonenzahl und vers neutronenzahl
isobare gegenteil

Bohrsches Wasserstoffatom: Das Elektron bewegt sich auf einer Kreisbahn mit der Geschwindigkeit υ um das Proton. Die elektrische Anziehungskraft zwischen Proton und Elektron (Zentripetalkraft) zwingt das Elektron auf die Kreisbahn. Für eine stabile Umlaufbahn muss die Zentripetalkraft gleich der Zentrifugalkraft des umlaufenden Elektrons sein.
Bohrsche Bahnen: Das Elektron kann das Proton nicht auf beliebigen Bahnen umkreisen, sondern nur auf Bahnen mit den Radien r = n2 · 0,053 nm. Auf diesen Bahnen beträgt der Bahndrehimpuls n h/2 π. Es gibt für das Elektron nicht beliebige Bahndrehimpulse, sondern nur ganzzahlige Vielfache des Bahndrehimpulsquants h/2 π.
Energieniveaus im Wasserstoffatom: Das Elektron kann nicht beliebige Energiewerte annehmen, sondern nur die Werte E = E1/n2. E1 ist die Energie des Elektrons auf der 1. Bohrschen Bahn, E2 die Energie auf der 2. Bahn usw. Dargestellt sind nur die Energieniveaus bis n = 4. Bei großen n-Werten entsteht eine sehr dichte Folge von Energieniveaus. Nimmt n den Wert Unendlich an, dann ist das Elektron so weit vom Kern entfernt, dass keine anziehenden Kräfte mehr wirksam sind (Nullpunkt der Energieskala). Nähert sich das Elektron dem Kern, wird auf Grund der Anziehungskräfte das System Elektron-Kern energieärmer. Das Vorzeichen der Energie muss daher negativ sein.

molekül= teilchen indem 2 oder mehr Atome miteinander verknüpft sind
2atomige moleküle: H, N, O, Cl, Br…
relative Molekül,are Mr= Summe der relativem Atommassen aller Atome des Moleküls
das einzelne Molekül hat eine Masse in u Einheitem die dem Zahlenwert von Mr entspricht

sie gibt nur das einfachste zahlenverhältnis an
durch eine chemische analyse lässt sich nur die empirische formel eines reinen stoffes ermitteln
molmasse berechnen, Mr/Molmasse = Index

dichte: p=m/V

massenanteil w= Masse des Elements/ Gesamtmasse

Reaktand, mit dem,nach seinem Verbrauch, die Reaktion beendet wird, obwohl von dem anderen Element noch was übrig geblieben ist
ausbeute: häufig bei chemischen reaktion ist die produktmenge geringer als eig möglich wäre
usarchen: nebenreaktion–> andere unerwünschte produkte
produkte werden durch folgereaktion verbraucht
reaktanden reagieren zT
theoretische ausbeute: die nach der reaktionsgleich und eingesetzten stoffmengen max erzielbare ausbeute
prozentuale ausbeute: tatsächliche ausbeute/ theoretischen ausbeute •100%
konzentration: menge eines gelösten stoffen pro volumen déer lösung
c=n/V
verdünnte Lösung :c1•V1=c2•V2

thermochemie= Wärmemenge, die bei chemischen Prozessen umgesetzt wird
m Masse auf F Kraft ausgeübt–> wird in Bewegung gesetzt
–>Beschleunigung a= Geschwindigkeitszunahme pro Zeiteinheit m/s^2
Newton Gesetz= F und a proportional zueinander
F=m•a (1N= 1kg•m/s^2)
Bei beschleunigung von Körper= Arbeit w wird geleistet
W=F•s (1J=1kg•m^2/1s^2)
kinetische Energie: ein Körper der Masse m wird auf Geschwindigkeit v beschleunigt mit Arbeit w
es kann auch arbeit geleistet werden, wenn der Körper gegen eine Kraft wirkt und dabei v verliert (negative Beschleunigung)
Ekin=W=1/2•m•v^2
1Hauptsatz der Thermodynamik wie Energieerhaltungssatz
Wärme=Form von Energie in jedem Körper unters. erhalten
Temperatur: Maß für die Richtung des Wärmeflusses
spezifische Wärme=benötigte Wärmemenge, um 1g der Substanz um 1 C zu erhöhen
Wärmekapazität C= WM, um Temperatur des Körpers um 1C zu >
Wärmemenge Q benötigt, um Körper von Temperatur T1 auf T2 zu erwärmen Q=C•(T2-T1)
Kalorimeter misst Wärmemenge, die freigesetzt oder aufgenommen wird bei chem. Reaktion

gesetz der konstanten Wärmesummen (Hess-Satz)= Reaktionsenthalpie einer Reaktion von konstant, unabhängig davon, ob sie in einem schritt oder über zwischenschritte
standard bildungsenthalpie ist der H Wert, der zur Bildung von 1 mol einer Substanz aus den reinen Elementen unter Standard Bedingungen gehört
Normdruck= 101,325 kPa=1,013bar
Standard Temperatur meist 25 C
Atome in Moleküle durch chemische Bindungen zusammengehalten
Dissoziationsenergie= Energien zum Aufbrechen der Bindung eines zweiatomiges Moleküls
H Werte>0 =>Aufbrechen von Bindungen erfordert Energiezufuhr
Bindungsenergie nimmt in der Reihenfolge zu:
Einfachbindung < Doppelbindung < Dreifachbindung

Moderne Einteilung der Elemente geht auf Arbeiten von Julius Lothar Meyer (1869) & Dmitri Mendelejew (1869) zurück
-> Periodengesetz: Wenn Elemente nach zunehmender Atommasse geordnet werden, tauchen Ähnlichkeiten in den Eigenschaften periodisch auf
-> Mendelejew ordnete die Elemente so, das ähnliche Elemente in senkrechten Spalte (Gruppen) zusammenstehen
kathodenstrahlen mit hochspannug wird gegen anode beschleunigt= Ausstrahlung von Röntgenstrahlung

formalladung: die zahl der e, die nach jeder bindung da ist wird mit der zahl der valenzelektronen verglichen, sind weniger elektronen am ende da wie valenzelektronen kommt es zu einer partiallladung von ⊕oder - (im kreis) usw je nachdem
bei bestimmten kovalenten bindungen werden beide elektronen des gemeinsamen elektronenpaares von einem der atome zur verfügung gestellt

regeln
formalladung hat eine formalität nie gleich der partialladung
in lewis formeln möglichst wenige atome sollten eine formalladung haben
formalladung möglichst klein
miteinander gebundene atome sollen keine formalladung haben mit dem gleichen vorzeichen

es gibt einige moleküle, deren Atome die Oktettregel nicht erfüllen
atome der 2 periode gehen in molekülen nie mehr als 4 kovalente Bindungen ein
bei atomen ab der 3 periode schon= Oktettaufweitung/ hypervalenten Atom
mehr als 6 Bindungen pro Atom kommen selten und nur ab der 5 periode mit hohem atomradius
valenzelektronenpaar-abstößung-theorie vsepr kann die geometrische anordnung der atome in einem molekül vorraussagen
moleküle mit einem zentrallatom an mehrere atome (liganden)

molekülstruktur abhängig con der zahl der elektronenpaare in der valenzschale
wenn der Ladungsschwerpunkt aller Valentelektronenpaare gleich weit vom
Atomkern des Zentralotoms entfernt ist - Verteilung der Elektronapaare so wie
eine entsprechende Zahl von Punkten auf einer Kugeloberfläche mit größtmöglichen
Abständen zu den Punkten

lewis-valenz-bindungstheorie: eine kovalente bindung besteht aus einem gemeinsamen elektronenpaar zwischen den verbundenen atomen
wie ensteht eine kovalente bindung: 2 atome rücken aufeinander zu, ein Orbital mit ungepaarten e von einem atom überlappt sich zunehmend mit einem orbital des anderen atoms, ebenfalls mit ungepaarten e besetzt. die beiden orbitale verschmelzen und es entsteht ein orbital beider atomen das von den beiden eingebrachten elektronen besetzt wird

tetraedische struktur ch4: c im grundzustand nur 2 ungepaarte e (also eig nur 2 kovalente bindungen mit 2 h möglich), doch mit energiezufuhr ein e von 2s in noch unbesetzte 2p=> c im angeregten zustand jetzt 4 orbitale mit je ein elektron. durch überlappung mit den Orbitalen von 4 H atomen unter Bildung von kovalenten Bindungen wird Energie freigesetzt; diese Energie ist weit größer als die zur Anregung des C-Atoms benötigte Energie, so dass insgesamt die Bildung der vier C—H-Bindungen energetisch begünstigt ist
=tetraedisches CH4 Molekül, indem sich 4 gleiche atomorbitale des c-atoms sich nach den ecken eines tetraeders ausrichten
durch die wellenfunktion: bei c atom kann eine s und 3 p wellenfunktion erfasst werden
diese 4 wellenfunktionen können zu vier andere wellenfunktionen umgerechnet werden, wobei untereinander völlig gleichartige Wellenfunktionen erhalten werden= sp^3 Hybridorbitale, jedes der 4 dieser zu den vier ecken eines tetraeders ausgerichtet

Drei äquivalente sp2-Hybridorbitale werden bei der Kombination der Wellenfunktionen von einem s-Orbital und zwei p-Orbitalen erhalten=trigonal-planaren Molekülen
Ein Satz von zwei sp-Hybridorbitalen resultiert aus der Kombination von einem s- und einem p-Orbital in linearen Moleküle

MO= das gemeinsame Orbital
–> gleiche Gesetzmäßigkeiten wie Atomorbitale
MO bewirkt Zusammenhalt der Atome= bindendes Sigma– Orbital σ
Bei der Überlagerung der Atomorbitale zweier Atome muss die Gesamtzahl der Orbitale unverändert bleiben. Um dies zu erreichen kommt es dazu, dass im Bereich zw den Atomkernen eine geringe Elektronendichte genau auf halbem Weg zw den Atomkernen Null ist= geringe Ladung zw den Kernen wirkt kaum
der gegenseitigen Abstoßung der Kerne entgegen. Das MO nennen wir antibindendes Sigma–Orbital σ*
pz Orbitale kommen beide ausgerichtet aufeinander zu
=> bindendes Pi MO ( Symbol Phi) und antibindendes Pi MO (Phi*)

in manchen molekülen muss man eine mehrzentrenbindung/ delokalisierte bindung annehmen ( nur wo man den Valenzbindungsmodell durch mesomere Grenzformeln zu formulieren ist)
das energetisch höchste besetzte MO: HOMO highest occupied molecular orbital
das tiefstliegende unebsetzte MO: LUMO lowest unoccupied molecular orbital
grenzorbitale wichtig bei chemischen Reaktionen und verantwortlich für die Farbe der Verbindungen
Moleküle immer dann stabil, wenn Zahl der p Orbitale 4n+2 ist
besonders für Benzal mit 6p Elektronen = solche stabile Bindungsverhältnisse heißen aromatisch
4n+2 Regel= Hückel Regel
hypervalent solche Atome mit einer Oktettaufweitung, ab 5 Elektronenpaare=> Beschreibung mit Drei–Zentren–Vier–Elektronen–Bindungen
Im Kristall eines Metalls: positive Ionen zusammengepackt, während die von den Atomen abgegebenen e ein Elektronengas bilden
Bämdertheorie beschreibt diese Art von Bindungen mit Hilfe von MO die sich durch den Kristall ausdehnen

ein gas besteht aus räumlich weit voneinander getrennten molekülen/ atome in schneller bewegung + leicht komprimierbar
kinetische gastheorie erklärt bei den gasen herrschen gesetze:
1 sie bestehen aus teilchen im raum verteilt. Volumen der einzelnen ist vernachlässigbar klein im Vgl. zum Gesamtvolumen, welches das Gas ausfüllt
2 teilchen im gas in ständiger, schneller und geradlinig bewegung
=stößen miteinander
3 mittlere kinetische energie nimmt mit der Temperatur zu
bei gegebener temperatur=mittl. kinet. energie für alle gase gleich
4 anziehungskraft zw teilchen vernachlässigbar
Druck=Kraft pro Fläche ( Pa=N/m^2) 1 bar=10^5 Pa
avogadro konstante=gleiche volumina beliebiger gase enthalten bei gleicher temperatur & druck die gleiche anzahl an molekülen
avogadro konst.=1 mol eines gases= 6,02214076•10^23 Moleküle
Volumen vom Mol eines Gases: 22,414 L (Vm)
ideale gaskonstante R=8,3145J/(mol•K)
p•V=n•R•T
hypothetisches gas, das unter allen bedingungen die gleichung exakt erfüllt= ideales Gas
ZSMH V und p: 2•p = 1/2 • V –> p1V1= p2V2
Boyle-Mariotte-Gesetz folgt aus dem idealen gasgesetz, wenn n und T konstant bleiben

dipol dipol kräfte wirken zw den polaren molekülen, die ein dipolmoment besitzen und ordnen sich in einem elektr. feld ein
dipol dipol kräfte werden durch elektrostatische wechselwirkungen zw den negativen und positiven polen der dipole hervorgerufen
van der waals kräfte= wird im allgemeinen für intermolekulare kräfte zw unpolaren molekülen, die kein permanentes dipol haben, benutzt als auch für Londonkräfte alleine
zur erklärung von londonkräfte/ dispersionskräfte wichtig:
Die Elektronewolke eines Moleküls kann zu einem ggb. Zeitpunkt
verformt sein, wobei ein momentaner Dipol in Molekül entsteht ,
bei dem ein Teil des Moleküls etwas negativer ist
Später durch weitere bewegung der e: Änderung der Orientierung des Dipols, kein permanentes dipol
Die Wasserstoff-Atom eines Moleküls und ein einsamen Elektronpaar an elektronegativen Atom eines anderen Moleküls ziehen sich ggs an = wasserstoffbrücke
Die Assoziation von HF, H2O und NH3Moleküle über Wasserstoff-Brücken werden in Formelbildern durch punktierte Linien zum Ausdruck gebracht.
bewegung flüssigkeit: zwischenstellung zw gasformig und fest
viskosität=eigenschaft v flüssigkeiten, dem Fließen ein Widerstand entgegenzusetzen; oberflächenspannng: geht auf intermolekularen anziehungskräfte zurück

feststoffe sind normalerweise kristallin
kristall= teilchen, die dem raum über größere entfernungem kn wohldefinierter ordnung (3d periodisch und symmet.) erfüllen
amorpher feststoff( keine bestimme form, form abweisend) hat atome mit feste plätze aber ohne periodische ordnung
Ionenkristalle:Positiv und negativ geladene Ionen werden durch elektrostatische Anziehung zusammengehalten. Es handelt sich um starke Anziehungskräfte, und deshalb haben Ionenkristalle hohe Schmelzpunkte. Sie sind hart und spröde.
Molekülkristalle: nur durch London-Kräfte und eventuell noch durch Dipol-Dipol-Kräfte (auch Wasserstoff-Brücken) zusammengehalten. Diese Kräfte sind um einiges schwächer als die elektrostatischen Kräfte in Ionenkristallen. weich und relativ niedrige Schmelzpunkte.
Gerüststrukturen: durch ein Netzwerk von kovalenten Bindungen zusammengehalten. Bei dreidimensional einziges Riesenmolekül bsp diamanten. Substanzen mit Gerüststruktur hohe Schmelzpunkte, sehr hart, leiten den elektrischen Strom nicht oder schlecht.
 

metathese reaktion: kation und anion tauschen ihre partner
doch so nicht ganz richtig deshalb ionengleichung
rechte seite: einzelne elemente mit aggregatszustand und ladung
linke seite: elemente die eine bindung eingehen+ einzelelemente
nettoionengleichung nur elemente die bindung eingehen
hydratisierte ag+ und cl- –Ionen kollidieren miteinander und bilden unter verlust von festes agcl ihre hydrathülle, festes agcl ist schwerlöslich und scheidet sich aus der lösung ab
reaktion bei der in dieser art ein feststoff entsteht= fällungsreaktion
ausgefallener feststoff= niederschlag

regeln zur identifizierung dieser verbindungstypen
Löslichkeit von Feststoffen: keine Verbindung ist völlig unlöslich im Wasser; ~ wenn Verbindungen mit weniger als 1 g/Kilogramm lösen, dann unlöslich; Organische Säure in der Regel wasserlöslich, lösen sich unter Bildung von H+(aq)–Ionen
Gase Bildung der ganze CO2 und SO2 primäre Bildung H2CO3 bzw H2SO3; Bei Reaktion von Ammoniumionen mit starken löslichen Basen meisten Hydroxide OH, nimmt NH4+ Ion ein H+ Ion weg
schwache elektrolyte: Schwache Säuren + Wasser selbst sind schwache elektrolyten
oxidationszahlen: ladung bzw fiktive ladung, die den atomen einer verbindung nach bestimmten regeln zugewiesen werden
oxidationszahl gleich seiner ionenladung bei einatomigen ions
oxidationszahl von kovalent gebundenen atomen ergeben sich wenn e jeder bindung jeweils dem elektronegativeren der beiden miteinander gebunden atomen zugewiesen wird
bei unpolarer bindung zw 2 atome der gleichen en insbesonderen desselben elements oxidationszahl =0
höchstmögliche oxidationszahl eines elements= seiner gruppennummer im periodensystem nach der zählweise mit römischen nummern

Nützliche Regeln zur Ermittlung von Oxidationszahlen:
1 Ein einzelnes ungeladenes Atom oder ein Atom in einem Element hat die Oxidationszahl Null.
2 Die Oxidationszahl eines einatomigen Ions ist identisch mit seiner Ionenladung.
3 Die Summe der Oxidationszahlen aller Atome eines mehratomigen Ions ist gleich der Ladung dieses Ions. Die Summe der Oxidationszahlen aller Atome eines ungeladenen Moleküls ist Null.
4 Fluor, das elektronegativste Element, hat in allen Verbindungen die Oxidationszahl –I.
5 Sauerstoff, das zweit-elektronegativste Element, hat meistens die Oxidationszahl –II. Ausnahmen gibt es, wenn O-Atome miteinander verbunden sind: im Peroxid-Ion O22– hat jedes O-Atom die Oxidationszahl –I; im Hyperoxid-Ion O2- hat jedes O-Atom die Oxidationszahl –1/2. Im OF2 hat Sauerstoff die Oxidationszahl +II (Regel 4).
6 Wasserstoff hat in Verbindungen mit Nichtmetallen die Oxidationszahl +I. In Metallhydriden (z. B. LiH, MgH2) hat Wasserstoff die Oxidationszahl –I.
7 In Verbindungen der Nichtmetalle ist die Oxidationszahl des elektronegativeren Elements negativ und entspricht der Ionenladung, die für Ionenverbindungen dieses Elements gilt. Im PCl3 hat Chlor zum Beispiel die Oxidationszahl –I.

.pflügv.rüg