extra Fragen Chemie
zusätzliches Material
zusätzliches Material
Elektronenaffinität
Energie, die bei der Aufnahem eines Elektrons durch ein Atom im gasförmigen Zustand umgesetzt wird
Halogene wollen unbedingt ein Elektron um die Oktettregel zu erfüllen, haben daher eine hohe Elektronenaffinität (-3,4; -3,62 - das Minus bedeutet es wird eine Energie von xx freigesetzt, bei einem + muss Energie dazugegeben werden damit überhaupt ein Elektron aufgenommen wird, z.B. Edelgase)
A + e- → A-
Atomradius
nimmt von oben nach unten zu und von links nach rechts ab
Hauptgruppen - PSE
1. Hauptgruppe: Alkalimetalle: Lithium (Li), Natrium (Na), Kalium (K)
2. Hauptgruppe: Erdalkalimetalle: Beryllium (Be), Magnesium (Mg), Calcium (Ca), Strontium (Sr) und Barium (Ba)
3. Hauptgruppe: Borgruppe: Bor (B), Aluminium (Al)
4. Hauptgruppe: Kohlenstoffgruppe: Kohlenstoff (C), Silicium (Si)
5. Hauptgruppe: Stickstoffgruppe: Stickstoff (N), Phosphor (P)
6. Hauptgruppe: Sauerstoffgruppe: Sauerstoff (O), Schwefel (S), Selen (Se)
7. Hauptgruppe: Halogene: Fluor (F), Chlor (Cl), Brom (Br), Iod (I)
8. Hauptgruppe: Edelgase: Helium (He), Neon (Ne), Argon (Ar)
die Hauptgruppe gibt an wieviel Elektronen sich in der Außenhülle eines Atoms befinden
die Elemente des Periodensystems sind nach ihrer Atommasse sortiert
freies Elektronenpaar
Paar von Valenzelektronen genannt, das an keiner Bindung mit anderen Atomen beteiligt ist, sondern nur zu einem Atom gehört
Wasser - H2O
Ammoniak - NH3
endotherm, exotherm
endotherm: Reaktionen bezeichnet, bei denen Energie zugeführt werden muss; die Enthalpiedifferenz ist positiv
exotherm: chemische Reaktion, bei der Energie, z. B. in Form von Wärme, an die Umgebung abgegeben wird; Enthalpiedifferenz ist negativ
Verschiebung Gleichgewicht: durch Temparaturerhöhung und Druckerniedrigung verschiebt sich das Gleichgewicht in Richutng Edukte (nach links)
Halogenwasserstoffe
- chemische Verbindungen die aus Halogenen mit Wasserstoff gebildet werden
- sind Brønstedsäuren
- Bsp: Fluorwasserstoff (HF), Chlorwasserstoff (HCl), Iodwasserstoff (HI), Bromwasserstoff (HBr)
einwertige, zweiwertige, dreiwertige Säuren
einwertig: Flußsäure (Fluorwasserstoffsäure), Salzsäure, Bromwasserstoffsäure, Iodwasserstoffsäure, Blausäure, salpetrige Säure, Salpetersäure, Chlorsäure
zweiwertig: Schwefelwasserstoff, Schwefelsäure, schweflige Säure, Kohlensäure
dreiwertig: Phosphorsäure
konjugierte Säuren/Basen
H3O+: konjugierte Säure der Base H2O
NH4+: konjugierte Säure der Base NH3
OH-: konjugierte Base der Säure H2O
Cl-: konjugierte Base der Säure HCl
Eigenschaften schwache Säure (im Vergleich zu einer starken)
- Säurekonstante nimmt niedrigen Wert an
- die korrespondierende Base ist stärker
säure Base ph etc
pH + pOH = 14.
Je mehr H+-Ionen in der Lösung sind, desto niedriger ist der pH-Wert, je mehr OH--Ionen in der Lösung sind, desto höher ist er.
Der pH-Wert ergibt sich also aus der Zahl der freien H+ bzw. OH—Ionen. Nur starke Säuren und starke Basen zerfallen aber vollständig in Ionen!
Bei diesen ist der pKS bzw. der pKB-Wert kleiner 1!
Der ph-Wert einer sauren Lösung steigt nach dem Verdünnen mit einer neutralen Flüssigkeit (Wasser, pH=7) von 4 auf 6 an. Wie stark wurde die Lösung verdünnt?
um das 100-fache
steigt der pH-Wert um 1 → 10-fach verdünnt
steigt der pH-Wert um 2 → 100-fach verdünnt usw
schwache/starke Säuren/Basen
starke Säure: Iodwasserstoff HI, Chlorwasserstoff HCl, Schwefelsäure H2SO4, Salpetersäure HNO3
schwache Säure: Essigsäure C2H4O2, Kohlensäure H2CO3
starke Base: Natronlauge NaOH, Kalilauge KOH, Magnesiumhydroxid Mh(OH)2
schwache Base: Ammoniak NH3
Salze
- Salze in gelöstem oder gschmolzenem Zustand sind elektrische Leiter
- es gibt lösliche, schwer lösliche und unlösliche Salze
- Salze sind Ionenleiter
Welche Bindungstypen kommen in einem Eiskristall vor?
Wasserstoffbrückenbindungen und kovalente Bindungen
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Lernkarten
Elektronenaffinität
Energie, die bei der Aufnahem eines Elektrons durch ein Atom im gasförmigen Zustand umgesetzt wird
Halogene wollen unbedingt ein Elektron um die Oktettregel zu erfüllen, haben daher eine hohe Elektronenaffinität (-3,4; -3,62 - das Minus bedeutet es wird eine Energie von xx freigesetzt, bei einem + muss Energie dazugegeben werden damit überhaupt ein Elektron aufgenommen wird, z.B. Edelgase)
A + e- → A-
Atomradius
nimmt von oben nach unten zu und von links nach rechts ab
Hauptgruppen - PSE
1. Hauptgruppe: Alkalimetalle: Lithium (Li), Natrium (Na), Kalium (K)
2. Hauptgruppe: Erdalkalimetalle: Beryllium (Be), Magnesium (Mg), Calcium (Ca), Strontium (Sr) und Barium (Ba)
3. Hauptgruppe: Borgruppe: Bor (B), Aluminium (Al)
4. Hauptgruppe: Kohlenstoffgruppe: Kohlenstoff (C), Silicium (Si)
5. Hauptgruppe: Stickstoffgruppe: Stickstoff (N), Phosphor (P)
6. Hauptgruppe: Sauerstoffgruppe: Sauerstoff (O), Schwefel (S), Selen (Se)
7. Hauptgruppe: Halogene: Fluor (F), Chlor (Cl), Brom (Br), Iod (I)
8. Hauptgruppe: Edelgase: Helium (He), Neon (Ne), Argon (Ar)
die Hauptgruppe gibt an wieviel Elektronen sich in der Außenhülle eines Atoms befinden
die Elemente des Periodensystems sind nach ihrer Atommasse sortiert
freies Elektronenpaar
Paar von Valenzelektronen genannt, das an keiner Bindung mit anderen Atomen beteiligt ist, sondern nur zu einem Atom gehört
Wasser - H2O
Ammoniak - NH3
endotherm, exotherm
endotherm: Reaktionen bezeichnet, bei denen Energie zugeführt werden muss; die Enthalpiedifferenz ist positiv
exotherm: chemische Reaktion, bei der Energie, z. B. in Form von Wärme, an die Umgebung abgegeben wird; Enthalpiedifferenz ist negativ
Verschiebung Gleichgewicht: durch Temparaturerhöhung und Druckerniedrigung verschiebt sich das Gleichgewicht in Richutng Edukte (nach links)
Halogenwasserstoffe
- chemische Verbindungen die aus Halogenen mit Wasserstoff gebildet werden
- sind Brønstedsäuren
- Bsp: Fluorwasserstoff (HF), Chlorwasserstoff (HCl), Iodwasserstoff (HI), Bromwasserstoff (HBr)
einwertige, zweiwertige, dreiwertige Säuren
einwertig: Flußsäure (Fluorwasserstoffsäure), Salzsäure, Bromwasserstoffsäure, Iodwasserstoffsäure, Blausäure, salpetrige Säure, Salpetersäure, Chlorsäure
zweiwertig: Schwefelwasserstoff, Schwefelsäure, schweflige Säure, Kohlensäure
dreiwertig: Phosphorsäure
konjugierte Säuren/Basen
H3O+: konjugierte Säure der Base H2O
NH4+: konjugierte Säure der Base NH3
OH-: konjugierte Base der Säure H2O
Cl-: konjugierte Base der Säure HCl
Eigenschaften schwache Säure (im Vergleich zu einer starken)
- Säurekonstante nimmt niedrigen Wert an
- die korrespondierende Base ist stärker
säure Base ph etc
pH + pOH = 14.
Je mehr H+-Ionen in der Lösung sind, desto niedriger ist der pH-Wert, je mehr OH--Ionen in der Lösung sind, desto höher ist er.
Der pH-Wert ergibt sich also aus der Zahl der freien H+ bzw. OH—Ionen. Nur starke Säuren und starke Basen zerfallen aber vollständig in Ionen!
Bei diesen ist der pKS bzw. der pKB-Wert kleiner 1!
Der ph-Wert einer sauren Lösung steigt nach dem Verdünnen mit einer neutralen Flüssigkeit (Wasser, pH=7) von 4 auf 6 an. Wie stark wurde die Lösung verdünnt?
um das 100-fache
steigt der pH-Wert um 1 → 10-fach verdünnt
steigt der pH-Wert um 2 → 100-fach verdünnt usw
schwache/starke Säuren/Basen
starke Säure: Iodwasserstoff HI, Chlorwasserstoff HCl, Schwefelsäure H2SO4, Salpetersäure HNO3
schwache Säure: Essigsäure C2H4O2, Kohlensäure H2CO3
starke Base: Natronlauge NaOH, Kalilauge KOH, Magnesiumhydroxid Mh(OH)2
schwache Base: Ammoniak NH3
Salze
- Salze in gelöstem oder gschmolzenem Zustand sind elektrische Leiter
- es gibt lösliche, schwer lösliche und unlösliche Salze
- Salze sind Ionenleiter
Welche Bindungstypen kommen in einem Eiskristall vor?
Wasserstoffbrückenbindungen und kovalente Bindungen
