Grundlagen der Chemie: Atome, Elemente und Verbindungen

Grundlagen der Chemie

Materie und ihre Zusammensetzung

Die Chemie, einschließlich der organischen Chemie, ist die Wissenschaft von der Materie. Materie kann in verschiedenen Zuständen vorliegen, einschließlich des Plasmazustands, der bei hohen Temperaturen auftritt, wenn Atome ihre Elektronen verlieren.

• Elemente sind reine Stoffe, die aus einer einzigen Atomart bestehen und nicht in einfachere Substanzen zerlegt werden können.
• Verbindungen bestehen aus verschiedenen Atomarten, die in einem konstanten Verhältnis miteinander verbunden sind.
• Homogene Gemische haben eine einheitliche Zusammensetzung und nur eine Phase. Ihre Bestandteile sind nicht unterscheidbar (z. B. H₂O + C₆H₁₂O₆). Sie können durch physikalische Methoden wie Verdampfung oder Destillation getrennt werden.
• Heterogene Gemische bestehen aus mehreren Phasen, die durch klare Grenzen voneinander getrennt sind. Ihre Bestandteile sind unterscheidbar und können durch Filtration oder Dekantieren getrennt werden.

Dichte (d) = Masse / Volumen

Präfixe:

• Milli (m) = 10^-3
• Mikro (µ) = 10^-6
• Nano (n) = 10^-9

1 kg = 1000 g

1 Dutzend = 12 Stück

Umrechnung von Temperatureinheiten:

• °C = 5/9 (°F - 32)
• K = °C + 273,15
• °F = 9/5 (°C) + 32

Atomstruktur

Die Atomtheorie von Dalton (1808) besagt, dass Materie aus winzigen Teilchen, den Atomen, besteht. Der Atomkern besteht aus Protonen und Neutronen, während sich die Elektronen außerhalb des Kerns bewegen.

Eigenschaften der subatomaren Teilchen:

• Proton (p⁺): Ladung = +1, Masse ≈ 1,67 x 10^-24 g, Ort = Kern
• Neutron (n⁰): Ladung = 0, Masse ≈ 1,67 x 10^-24 g, Ort = Kern
• Elektron (e^-): Ladung = -1, Masse ≈ 9,11 x 10^-28 g, Ort = außerhalb des Kerns

Beispiel: O (mit 8 Protonen) hat eine Gesamtladung von 8 x 1,97 x 10^-19 = 1,576 x 10^-18

Die Anzahl der Protonen bestimmt die Ordnungszahl (Z) eines Elements und unterscheidet es von anderen Elementen. Atome desselben Elements können jedoch unterschiedliche Anzahlen von Neutronen haben. Solche Atome werden als Isotope bezeichnet.

Beispiel:

• ¹²₆C (Kohlenstoff-12)
• ⁴⁰₁₉K⁺ (Kalium-40-Ion): p⁺ = 19, n⁰ = 21, e^- = 18

Elektronenkonfiguration:

• 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d² 4s²
• Quantenzahlen:
  • Hauptquantenzahl (n): n = 3
  • Nebenquantenzahl (l): s = 0, p = 1, d = 2, f = 3 (Beispiel: l = 2)
  • Magnetquantenzahl (m_l): -l bis +l (Beispiel: m_l = -2, -1, 0, +1, +2)
  • Spinquantenzahl (m_s): +1/2 oder -1/2

Berechnungen mit Mol und Masse

Beispiel 1:

• a) Die molare Masse von Calcium beträgt 40,08 g/mol.
• b) Wie viele Calciumatome sind in 10 g Calcium enthalten?
  • 40,08 g Ca enthalten 6,022 x 10²³ Atome.
  • 10 g Ca enthalten x Atome.
  • x = (10 g * 6,022 x 10²³ Atome) / 40,08 g = 1,50 x 10²³ Atome

Beispiel 2: Bestimmung der Summenformel von Epinephrin

• Zusammensetzung: 59,0 % C, 7,1 % H, 26,2 % O, 7,7 % N
• Umrechnung in Stoffmengenverhältnisse:
  • C: 59,0 g / 12,01 g/mol = 4,91 mol
  • H: 7,1 g / 1,008 g/mol = 7,04 mol
  • O: 26,2 g / 16,00 g/mol = 1,64 mol
  • N: 7,7 g / 14,01 g/mol = 0,55 mol
• Division durch den kleinsten Wert (0,55 mol) ergibt das Verhältnis: C₉H₁₃O₃N

Beispiel 3: Berechnung der Stoffmenge und Anzahl der Atome in Chinin

• Wie viele Moleküle Chinin (C₂₀H₂₄O₂N₂) sind in 1,08 g Chinin enthalten? Wie viele Mol sind das?
• Molare Masse von Chinin:
  • C: 20 x 12,01 g/mol = 240,2 g/mol
  • H: 24 x 1,008 g/mol = 24,19 g/mol
  • O: 2 x 16,00 g/mol = 32,00 g/mol
  • N: 2 x 14,01 g/mol = 28,02 g/mol
  • Gesamt: 324,41 g/mol
• Berechnung:
  • 324,41 g Chinin enthalten 6,022 x 10²³ Moleküle.
  • 1,08 g Chinin enthalten x Moleküle.
  • x = (1,08 g * 6,022 x 10²³ Moleküle) / 324,41 g = 2,00 x 10²¹ Moleküle
  • Stoffmenge: 1,08 g / 324,41 g/mol = 0,00333 mol = 3,33 mmol

Beispiel 4: Berechnungen mit Essigsäure (CH₃COOH)

• Gegeben sind 315 g Essigsäure.
• a) Wie viele Mole Essigsäure sind das?
  • Molare Masse von Essigsäure: 60,05 g/mol
  • Stoffmenge = Masse / Molare Masse = 315 g / 60,05 g/mol = 5,25 mol
• b) Wie viele Mole jedes Elements sind vorhanden?
  • 1 mol CH₃COOH enthält 2 mol C, 4 mol H und 2 mol O.
  • 5,25 mol CH₃COOH enthalten 10,5 mol C, 21 mol H und 10,5 mol O.
• c) Wie viele Atome jedes Elements sind vorhanden?
  • Anzahl der C-Atome: 5,25 mol CH₃COOH * (2 mol C / 1 mol CH₃COOH) * (6,022 x 10²³ Atome/mol) = 6,32 x 10²⁴ C-Atome
  • Analog für H und O.

Beispiel 5: Prozentuale Zusammensetzung von SO₃

• Molare Masse von SO₃: 80,06 g/mol
• Masse S: 32,07 g/mol
• Masse O: 3 x 16,00 g/mol = 48,00 g/mol
• % S = (32,07 g/mol / 80,06 g/mol) * 100 % = 40,06 %
• % O = (48,00 g/mol / 80,06 g/mol) * 100 % = 59,94 %

Ionische und kovalente Verbindungen

Ionische Verbindungen bilden sich durch elektrostatische Anziehung zwischen Kationen (positiv geladenen Ionen) und Anionen (negativ geladenen Ionen).

Beispiele für Ionen:

• Kation: K⁺ (Kalium-Ion)
• Anionen: N^3- (Nitrid), O^2- (Oxid), Br^- (Bromid), CN^- (Cyanid)
• Eisen(II)-Ion: Fe²⁺
• Eisen(III)-Ion: Fe³⁺
• Eisen(II)-chlorid: FeCl₂

Beispiele für ionische Verbindungen und ihre Namen:

• MnO: Mangan(II)-oxid
• NaOH: Natriumhydroxid
• KOH: Kaliumhydroxid
• Ba(OH)₂: Bariumhydroxid
• Mn(OH)₂: Mangan(II)-hydroxid
• Al₂O₃: Aluminiumoxid
• Cu₂O: Kupfer(I)-oxid
• Fe₂O₃: Eisen(III)-oxid
• KClO₂: Kaliumchlorit
• NH₄OH: Ammoniumhydroxid
• MnO₂: Mangan(IV)-oxid (Braunstein)
• FeSO₄: Eisen(II)-sulfat
• CaCO₃: Calciumcarbonat
• KClO₃: Kaliumchlorat
• KMnO₄: Kaliumpermanganat
• RbH: Rubidiumhydrid
• CsBr: Cäsiumbromid
• CuSO₄ · 5 H₂O: Kupfer(II)-sulfat-Pentahydrat
• Ni(OH)₃: Nickel(III)-hydroxid
• KHCO₃: Kaliumhydrogencarbonat
• NaHSO₄: Natriumhydrogensulfat
• Mg(ClO₂)₂: Magnesiumchlorit
• Au₂Se₃: Gold(III)-selenid
• ZnCl₂: Zinkchlorid
• Ba(OH)₂: Bariumhydroxid
• AgNO₃: Silbernitrat
• Na₂SiO₃: Natriumsilikat
• Al₂(SO₄)₃: Aluminiumsulfat
• CaCO₃: Calciumcarbonat
• Mg₃(PO₄)₂: Magnesiumphosphat
• AlF₃: Aluminiumfluorid

Kovalente Verbindungen entstehen durch das Teilen von Elektronenpaaren zwischen Atomen.

Beispiele für kovalente Verbindungen und ihre Namen:

• N₂O₄: Distickstofftetroxid
• CH₄: Methan
• CO₂: Kohlendioxid
• NH₃: Ammoniak
• NO₂: Stickstoffdioxid
• H₂O₂: Wasserstoffperoxid
• HgO: Quecksilber(II)-oxid

Säuren sind Verbindungen, die in wässriger Lösung H⁺-Ionen freisetzen.

Beispiele für Säuren und ihre Namen:

• HCl: Salzsäure
• H₂SO₄: Schwefelsäure
• HBrO: Hypobromige Säure
• H₂Se: Selenwasserstoffsäure
• HCl: Salzsäure
• HF: Fluorwasserstoffsäure (Flusssäure)
• HClO₂: Chlorige Säure
• HBrO₄: Perbromsäure
• HF: Fluorwasserstoffsäure

Nomenklatur von Säuren und Anionen:

• Säuren:
  • Hypo...säure
  • ...säure
  • ...säure
  • Per...säure
• Anionen:
  • Hypo...it
  • ...it
  • ...at
  • Per...at

Beispiele für Anionen:

• ClO^-: Hypochlorit
• ClO₂^-: Chlorit
• ClO₃^-: Chlorat
• ClO₄^-: Perchlorat