Chemie Grundlagen: Atome, Gase, Lösungen und Bindungen
Grundlagen des Atombaus
n – Hauptquantenzahl (Energieniveau, Kapazität 1 bis unendlich)
l – Nebenquantenzahl (Orbitalform, Werte 0 bis n-1)
m – Magnetische Quantenzahl (Orientierung des Orbitals, Werte -l bis +l)
s – Spinquantenzahl (Drehsinn des Elektrons, Werte +1/2 und -1/2)
Beispiel: s = 0, p = 1, d = 2, f = 3
Elektronenkonfiguration: s² p⁶ d¹⁰ f¹⁴
Ordnungszahl (Z): Anzahl der Protonen im Atomkern bzw. Elektronen im neutralen Atom.
Massenzahl (A): Summe aus Neutronen und Protonen.
Daltonsches Atommodell
Elemente bestehen aus kleinsten, unteilbaren Teilchen, den Atomen. Die Atome eines Elements besitzen gleiche Masse. Chemische Verbindungen entstehen durch die Vereinigung einfacher Atome in festen, ganzzahligen Zahlenverhältnissen. Bei chemischen Reaktionen werden Atome weder erzeugt noch zerstört.
1. Atome sind aus kleineren Teilchen aufgebaut: Protonen, Elektronen und Neutronen.
2. Atome gleicher Ordnungszahl, aber unterschiedlicher Masse, sind Isotope.
4. Chemische Reaktionen sind keine Kernreaktionen; Atome werden dabei nur neu angeordnet.
Gasgesetze
Boyle-Mariotte: p · V = konstant
Gay-Lussac: V / T = konstant
Kombiniertes Gasgesetz: p · V / T = konstant
Ideales Gasgesetz (Clapeyron): p · V = n · R · T
Kinetische Gastheorie
Gase bestehen aus sich zufällig bewegenden Teilchen, die untereinander und gegen die Gefäßwand stoßen. Die Temperatur eines Gases ist ein Maß für die mittlere kinetische Energie der Moleküle. Die absolute Temperatur ist proportional zu dieser Energie.
Kolligative Eigenschaften von Lösungen
Kolligative Eigenschaften hängen nur von der Anzahl der gelösten Teilchen, nicht von deren Art ab.
Dampfdruckerniedrigung (Raoult): p = p₀ − p = p₀ · Xs
Siedepunktserhöhung: ΔT = Kb · m
Gefrierpunktserniedrigung: ΔT = Kf · m
Osmotischer Druck: Π = M · R · T
Molarität (M): mol / L Lösung
Normalität (N): M · Valenz
Molalität (m): mol / kg Lösungsmittel
Stoffmengenanteil gelöster Stoff (Xs): n(gelöst) / (n(gelöst) + n(Lösungsmittel))
Stoffmengenanteil Lösungsmittel (Xd): n(Lösungsmittel) / (n(gelöst) + n(Lösungsmittel))
Chemische Bindungen
Ionenbindung
Bindung zwischen Metall und Nichtmetall, z. B. NaCl. Eigenschaften: bildet Gitterstrukturen, hohe Schmelz- und Siedepunkte, spröde und hart, leitet den elektrischen Strom in Schmelze oder Lösung, gut löslich in polaren Lösungsmitteln.
Kovalente Bindung
Bindung zwischen Nichtmetallen durch gemeinsame Elektronenpaare.
- Homöopolar: gleiche Atome, z. B. Br₂, O₂
- Heteropolar: verschiedene Atome, z. B. HCl
Eigenschaften: bildet Moleküle, niedrige Schmelz- und Siedepunkte, meist gasförmig oder flüssig bei Raumtemperatur, geringe Wärmeausdehnung.
Wasserstoffbrückenbindung
Wasserstoffatom ist an ein stark elektronegatives Atom gebunden, z. B. in HF, H₂O und NH₃.
Metallbindung
Eigenschaften: hohe Schmelz- und Siedepunkte (stark unterschiedlich), elektrisch und thermisch leitfähig, hohe Dichte (variabel), flexibel, dehnbar (duktil) und hämmerbar (malleabel).
Isomerie
Isomere sind Verbindungen mit gleicher Summenformel, aber unterschiedlicher Struktur.
- Strukturisomerie: unterschiedliche Anordnung der Atome. Unterteilt in Kettenisomerie (Position der Kohlenstoffkette), Stellungsisomerie (Position der funktionellen Gruppe) und Funktionsisomerie (andere funktionelle Gruppe).
- Stereoisomerie: gleiche Struktur, aber unterschiedliche räumliche Anordnung. Unterteilt in geometrische Isomerie (z. B. bei Alkenen) und optische Isomerie.
Optische Isomerie: Verbindungen drehen die Schwingungsebene des polarisierten Lichts. Rechtsdrehende (dextrorotatorisch) und linksdrehende (levorotatorisch) Verbindungen. Spiegelbildliche, nicht deckungsgleiche Moleküle heißen Enantiomere. Eine äquimolare Mischung beider Enantiomere heißt Racemat und ist optisch inaktiv.
Atommodelle und Strahlung
Thomsons Atommodell
Kathodenstrahlen bestehen aus negativ geladenen Teilchen mit Masse (keine Strahlung im eigentlichen Sinne). Sie werden durch elektrische und magnetische Felder abgelenkt. Das Atom ist eine positive Kugel, in die Elektronen eingebettet sind.
Radioaktivität
Spontane Emission von Teilchen oder Strahlung aus dem Kern einer Substanz.
- Alphastrahlung: schwere, positiv geladene Heliumkerne, hohe Ionisationsleistung, aber geringe Eindringtiefe.
- Betastrahlung: leichte, negativ geladene Elektronen, höhere Eindringtiefe, geringere Ionisation.
- Gammastrahlung: energiereiche elektromagnetische Strahlung ohne Ladung und Masse, sehr hohe Eindringtiefe.
Rutherford und Quantenmodell
Rutherford: Atome bestehen aus einem kleinen, positiv geladenen Kern, um den die Elektronen kreisen.
Elektromagnetisches Spektrum: Gesamtheit der elektromagnetischen Strahlung nach Frequenz geordnet.
Planck: Energie wird nicht kontinuierlich, sondern in Paketen (Quanten) abgegeben oder aufgenommen. E = h · f
Bohr:
- Elektronen bewegen sich auf festen Bahnen (Energieniveaus), ohne Energie abzustrahlen oder aufzunehmen.
- Jede Bahn besitzt eine charakteristische Energie. Drehimpuls: m · v · r = n · h / 2π
- Beim Wechsel von einer größeren zu einer kleineren Bahn wird elektromagnetische Strahlung frei: E₁ − E₀ = h · ν
De Broglie: Teilchen besitzen auch Welleneigenschaften.
Atomorbital: Raumbereich um den Kern, in dem die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron anzutreffen, hoch ist.
Heisenbergsche Unschärferelation: Position und Geschwindigkeit eines subatomaren Teilchens lassen sich nicht gleichzeitig beliebig genau bestimmen.
Pauli-Prinzip: Ein Orbital kann höchstens zwei Elektronen mit entgegengesetztem Spin aufnehmen.
Aufbauprinzip: Die Elektronenkonfiguration eines Elements ergibt sich aus der des vorherigen Elements durch Hinzufügen eines Elektrons.
Periodische Eigenschaften
Atomradius: Halber Abstand zwischen zwei Kernen zweier Atome in einem kovalenten Molekül. Der Radius nimmt innerhalb einer Gruppe nach unten und innerhalb einer Periode nach links zu.
Ionisierungsenergie: Energie, die aufgewendet werden muss, um ein Elektron aus einem Atom zu entfernen. Sie nimmt nach rechts und nach oben zu.
Elektronenaffinität: Energie, die bei der Aufnahme eines Elektrons frei wird.
Elektronegativität: Fähigkeit eines Atoms, in einer kovalenten Bindung Elektronen an sich zu ziehen.
Ionenbildung: Atome gewinnen oder verlieren Elektronen, um eine stabile Edelgaskonfiguration zu erreichen.
Kovalente Bindung: Die Anzahl ungepaarter Elektronen bestimmt die mögliche Anzahl gemeinsamer Bindungen.
Metalle: geben Elektronen ab (Oxidation). Nichtmetalle: nehmen Elektronen auf (Reduktion).
Atomvolumen: Das Volumen eines Atoms nimmt mit der Anzahl der Schalen nach unten zu.