Grundlagen der Chemie: Periodensystem, Bindungen & Gesetze

Periodische Eigenschaften der Elemente

Atomradius

Der Atomradius beschreibt die Entfernung vom Zentrum des Kerns bis zum Gebiet der äußersten Schale. Innerhalb einer Periode nimmt der Radius von links nach rechts ab.

Ionisierungsenergie

Die Ionisierungsenergie ist die Energie, die benötigt wird, um ein Elektron von einem isolierten Atom zu entfernen und ein Ion (Kation) zu bilden. Die Ionisierungsenergie steigt innerhalb einer Periode von links nach rechts an und nimmt innerhalb einer Gruppe von oben nach unten ab.

Elektronegativität

Die Elektronegativität beschreibt die Fähigkeit eines Atoms, Elektronen innerhalb einer chemischen Bindung an sich zu ziehen. Sie nimmt von links nach rechts zu und von oben nach unten ab.

Chemische Bindungstheorien

Lewis-Theorie

Nach Lewis sind Edelgase stabil, da ihre äußere Schale mit 8 Elektronen gesättigt ist (Helium erreicht die Stabilität bereits mit 2 Elektronen). Sie sind reaktionsträge (inert) und kommen einatomig vor.

Kossel-Theorie

Metalle und Nichtmetalle besitzen weniger als 8 Außenelektronen. Atome verbinden sich, um Moleküle zu bilden, da sie die Elektronenkonfiguration des nächsten Edelgases im Periodensystem erreichen wollen. Dabei gewinnen, verlieren oder teilen sie Elektronen.

Ionenbindung und kovalente Bindung

Eigenschaften ionischer Verbindungen

Atome aus einem Metall und einem Nichtmetall bilden durch Elektronentransfer Ionen, die durch elektrostatische Kräfte zusammengehalten werden. Eigenschaften:

• Hoher Schmelz- und Siedepunkt.
• Bei Raumtemperatur im festen Zustand.
• Leiten keinen Strom als Festkörper, aber in Lösung.
• Schmelzen leiten elektrischen Strom.
• Sie sind hart und spröde.

Eigenschaften der kovalenten Bindung

• Leiten keinen elektrischen Strom, da keine freien Ionen vorhanden sind.
• Niedrige Schmelz- und Siedepunkte, da die zwischenmolekularen Kräfte schwach sind.
• Löslich in organischen Lösungsmitteln, meist unlöslich in Wasser.
• Bilden Atom- und Molekülkristallstrukturen.

Eigenschaften metallischer Bindungen

• Besitzen charakteristischen Glanz.
• Gute elektrische Leiter.
• Duktil (dehnbar) und verformbar.
• Unlöslich in Wasser und anderen bekannten Lösungsmitteln.

Verwendung von Hydroxiden

Kaliumhydroxid (KOH)

Verwendung bei der Herstellung von Seife, Kaliumverbindungen und als Reagenz in der Produktion.

Natriumhydroxid (NaOH)

Einsatz bei der Herstellung von Seifen, Farbstoffen und Papier sowie zur Neutralisation organischer Säuren. Verwendung im Labor, in der Ölindustrie und bei der Gummiverarbeitung.

Calciumhydroxid (Ca(OH)₂)

Eine Lösung in Wasser wird als Kalkwasser bezeichnet. Gemischt mit Sand bildet es Mörtel. Es dient zum Binden und Fixieren von Ziegeln während des Erhärtungsprozesses.

Aluminiumhydroxid (Al(OH)₃)

Wird zur Reinigung von Flusswasser verwendet; durch Zugabe von Aluminiumsulfat und Kalkwasser bildet sich Aluminiumhydroxid, das suspendierte Teilchen absorbiert. Es fixiert zudem organische Farbstoffe (Farblacke) und wird beim Färben eingesetzt.

Magnesiumhydroxid (Mg(OH)₂)

Wird in Form von Bändern, Draht oder Pulver verarbeitet. Gemischt mit Kaliumchlorat wird es für Blitzlichtaufnahmen verwendet. Zudem findet es Einsatz in Legierungen wie Aluminiumchlorid.

Ternäre Säuren und ihre Verwendung

Salpetersäure (HNO₃)

• Verwendung in der Schwefelsäureherstellung.
• Produktion von Nitrobenzol, Anilin und TNT.
• Herstellung von Schießbaumwolle oder Cellulosenitrat-Pulver.
• Einsatz in der Fotografie (als Silbernitrat-Vorstufe).
• Starkes Oxidationsmittel.
• Bildet mit Salzsäure das sogenannte Königswasser.

Schwefelsäure (H₂SO₄) und Salzsäure (HCl)

Verwendung zur Herstellung von Chlor, Wasserstoff, Salpetersäure, Düngemitteln, Farbstoffen, Glas und Tinte.

Physikalische Gasgesetze

Boyle-Mariotte-Gesetz

Das Volumen einer Gasmenge ist bei konstanter Temperatur umgekehrt proportional zum Druck: P₁ · V₁ = P₂ · V₂.

Gesetz von Charles und Gay-Lussac

Das Volumen einer Gasmasse ist bei konstantem Druck proportional zur absoluten Temperatur: V₁ / T₁ = V₂ / T₂.

Gesetz von Amontons (Gay-Lussac)

Bei konstantem Volumen gilt: P₁ / T₁ = P₂ / T₂ (Allgemeine Gasgleichung: P₁·V₁ / T₁ = P₂·V₂ / T₂).

Stöchiometrie

Die Stöchiometrie ist die Lehre von den quantitativen Beziehungen zwischen den Atomen und Stoffen bei einer chemischen Reaktion.

Zwei Arten quantitativer Betrachtungen

1. Chemische Formel: Verknüpft die Zusammensetzung einer Substanz mit ihrer Formel zur Lösung von Problemen.
2. Chemische Gleichung: Abgekürtzte Darstellung der Reaktion, die die minimale Anzahl der Teilchen, Massen, Molzahlen und Stoffmengen angibt.

Säure-Base-Theorie nach Brönsted und Lowry

Johannes Nicolaus Brönsted und Thomas Lowry entwickelten unabhängig voneinander ein neues Konzept für konjugierte Säure-Base-Paare, das über die traditionellen Definitionen hinausgeht.

Definitionen nach Brönsted-Lowry

• Eine Brönsted-Säure ist ein Protonendonator (gibt H⁺-Ionen ab).
• Eine Brönsted-Base ist ein Protonenakzeptor (nimmt H⁺-Ionen auf).

Dieses Konzept erklärt die Stärke von Säuren und Basen. Säure-Base-Reaktionen werden als Wettbewerb um Protonen angesehen. Die allgemeine Gleichung lautet: Säure (1) + Base (2) ⇌ Säure (2) + Base (1).

Das Gleichgewicht verschiebt sich in die Richtung, in der die schwächere Säure/Base entsteht. Beispiel: HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻. Im Gegensatz dazu ist Fluorwasserstoff (HF) eine schwache Säure: HF + H₂O ⇌ H₃O⁺ + F⁻.

Wasser zeigt amphotere Eigenschaften, da es sowohl als Säure als auch als Base reagieren kann. Gegenüber starken Säuren (wie HCl) wirkt Wasser als Base. Gegenüber Basen (wie Ammoniak) wirkt Wasser als Säure: NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻.