Chemie

Die Energie, die bei der Aufnahme eines Elektrons durch ein Atom im Gaszustand umgesetzt wird.

Abscheidung eines gelösten Stoffes als Feststoff durch Zusatz geeigneter Substanzen. Die Fällung von Bleisulfatniederschlag aus Bleisalzlösung: S2- + Pb2+ + 2NO3- = PbS (fällt aus) + 2NO3-

Wechselwirkung zw. zwei induzierten Dipolen. Durch Fluktuationen in der Elektronendichteverteilung eines unpolaren Moleküls wird ein kurzlebiger Diopol erzeugt, der in einem zweiten Molekül einen Dipol induziert. Durch die Wechselwirkung (Anziehung) der beiden Dipole wird die potentielle Energie des Molekülpaar verringert. z.B. Festes Iod, verflüssigtes Helium, flüssiger Tetrachlorkohlenstoff, flüssiges Benzin

bei apolaren oder linearen Molekülen keine Diopol bildung, nur polare kovalente Tetraedischen Molekülen. H2O und NH3. Ursache: Dipolmement sind Vektoren. Bei einer bestimmten Geometrie des Moleküls ( z.B. linear Struktur ) können sich die Vektoren auslöschen. Somit bestimmt die Polarität der Bindungen und die Geometrie den dipol Charakter eines Moleküls.

starke Wechselwirkung zw. bestimmten H-haltigen Molekülen. Voraussetzung: das Atom wo das H bindet muss, sehr elektronegatives, kleinen Atomradius und ein freies Elektronenpaar besitzen. z.B. F, O und N (DNA Basenpaare). Die Wasserstoffbrücke ist eine Wechselwirkung zw. dem Elektronenpaar des elektronegativen Atoms und dem H des anderen Moleküls

Kräfte zwischen Molekülen, die jeweils ein permanentes Dipolmoment besitzen. ( HCl---HCl)

In der Thermodynamik erfolgt die eindeutige Beschreibung des aktuellen Zustands eines Systems u.a. mittels der Zustandsgrößen. Druck p, Temperatur T, Volumen V, Stoffmenge n, Dichte q, innere Energie U, Enthalpie Hund Entropie S. Diese Zustandsgrößen sind konstant wenn sich ein System im thermodynamischen Gleichgewicht befindet

p*V=n*R*T

der Zustand, beschrieben durch Druck und Temp., an dem drei Phasen eines Stoffes im Gleichgewicht sind.

thermodynamischer Zustand eines Stoffes, der sich durch Angleichen der Dichten von flüssiger und Gasphase kennzeichnet. Die Unterschiede zwischen beiden Aggregatzuständen hören an diesem Punkt auf zu existieren.

Eine Art von Sublimation, von Fest zu gasförmig zu werden ohne dabei die Phase Flüssig zu durchqueren.

Aus dem Massenwirkungsgesetz abgeleitet, wir durch das Produkt der Konzentrationen der Ionen in einer gesättigten Salzlösung beschrieben

Metallische beschreibung der löslichkeit von Gasen in einer Flüssigkeit. Die Löslichkeit ist bei gegebener Temperatur proportional dem Partialdruck des betrachteten Gases

Das Verhältnis der Konzentrationen einer Substanz zwischen zwei verschiedenen Phasen wird durch den Nernstschen Verteilungssatz beschrieben: [A1]/[A2] = K. [A]1 bezeichnet dabei die Konzentration der Substanz A in der Oberphase, [A]2 die Konzentration in der Unterphase. Ist K > 1, reichert sich die gelöste Substanz in der Oberphase an, ist K < 1, in der Unterphase. In unserem Beispiel zeigt die intensivere Färbung in der Unterphase ein K < 1 an.

Definiert als Quotient aus der Stoffmenge n und dem Volumen V in Liter c = n/V

Ionische Bindung eines negativ gelandenen Hydriden (H^-) mit einem positiv geladenen Metallion. (salzartige Hydride) Beispiel: NaH (Natriumhydrid)

Hierbei handelt es sich um Wasserstoffverbindungen mit den Halbmetallen und Nichtmetallen der 3.–7. Hauptgruppe.

Säureanhydrid + H2o ergibt Säure, Beispiel So2 + H2o ergit H2so3

Basenanhydrid + H2o ergibt eine Base, Beispiel Na2o + H2o ergibt 2 NaOH

Keine freien Valenzelektronen und deshalb Reaktionsträge, Edelgaskonfiguration

D-Block, haben mehrere freie Valenzelektronen somit Reaktionsfreudig

Gemeinsames Merkmal der Halogene ist ihre Elektronenkonfiguration. Es fehlt jeweils ein Elektron um eine Edelgaskonfiguration zu erreichen. Daher hohe Tendenz ein Elektron aufzunehmen (Anion) und wirken daher oxidierend (Elektronenaufnahme). Beispiele sind F, Cl, Br, I

Besitzen in ihrer Valenzelektronenschale nur ein einzelnes Elektron. Wasserstoff ist kein Alkalimetall, da er keine metallischen Eigenschaften aufweist. Tendieren dazu ihr Valenzelektron abzugeben um die Edelgaskonfiguration zu erreichen (Kation), Li, Na, K, Rb

Elemente der 2. Hauptgruppe, besitzen 2 Valenzelektronen. Tendieren zur Abgabe dieser Elektronen um eine Edelgaskonfiguration zu erreichen (Kation). Mg, Ca, Sr, Ba

Ist eine Legierung des Quecksilbers (Hg). Amalgame mit hohem Quecksilberanteil sind oft schon, genauso wie Quecksilber selbst, bei Raumtemperatur flüssig

Elektrolyte sind geschmolzene oder gelöste Substanzen (vor allem Salze), die im elektrischen Feld dissoziieren (Elektrolyse). Dabei werden die positiv geladenen Kationen von der negativ geladenen Kathode und die negativ geladenen Anionen von der Anode angezogen. Starke Elektrolyte: werden vollständig in Ionen gespalten wenn sie gelöst werden. Bsp: Kochsalz. Schwache Elektrolyte: werden nur zum Teil in Lösung dissoziieren. Bsp: Essigsäure

Ist eine idealisierte Modellvorstellung von Gasen. Eine Vielzahl an Teilchen bewegen sich ungeordnet um Raum. Als Wechselwirkungen treten nur Stöße der Teilchen untereinander (elastischer Stoß, kinetische Energie bleibt erhalten) und mit den Wänden auf.

realistisches Gegenstück zum idealen Gas. Reale Gase haben eine Ausdehnung und können über elastische Stöße hinaus miteinander wechselwirken (z.B. Van der Waals Kräfte)

Tritt vor allem bei Nicht-Metallen auf, jeder Partner steuert dabei 1 freies Elektronenpaar zu einer gemeinsamen Bindung bei. Die Bindung selber entsteht durch Überlappen von bindenden Elektronenorbitalen. CH4, CO2, H2O

ist die Energie, die benötigt wird, um ein Atom oder Molekül zu ionisieren, d. h. um ein Elektron vom Atom oder Molekül zu trennen. Sie kann durch Strahlung, eine hohe Temperatur des Materials oder chemisch geliefert werden

Die Ordnungszahl im Periodensystem wird durch die Anzahl der Protonen im Kern bestimmt

Die Massenzahl ergibt sich aus der Addition der relativen Atommassen der Protonen und Neutronen (Bsp: O=16). A = Z + N (Z: Protonenzahl, N: Neutronenzahl)

1 Mol enthält 6*10^23 Teilchen (Avogadrokonstante). Molare Masse gibt an, wieviel 1 Mol eines Stoffes wiegt (in Gramm)

Abscheidung eines gelösten Stoffes als Feststoff durch Zusatz geeigneter Substanzen Z.B. Bildung schwer löslicher Salze durch Zugabe geeigneter Ionen. Beispiel: Kochsalzlösung + Silbernitrat ergibt einen weißen Niederschlag NaCl + AgNO3 --> NaNO3 + AgCl (fällt aus)