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Schule > Chemie > Grundlagen der Chemie > Komplettes Grundwissen Chemie über 9. Klasse

Grundwissen Chemie

1. Trennverfahren
a) heterogene Gemische

· Filtrieren

· Sedimentieren / Dekantieren

· Zentrifugieren

· Trennung nach physikalischen Methoden (Magnetismus)

· Trennung nach äußeren Merkmalen

b) Trennung homogener Gemische

• · Destillation (Brennen)

2. Grundtypen chemischer Reaktionen
a) Analyse (Zersetzung)
AB + E ® A + B;
Def.: Analyse ist der Vorgang des Abbaus einer Verbindung.
b) Synthese (Aufbau)
A +B ® AB + E;
Def.: Synthese ist der Vorgang des Abbaus einer Verbindung.
c) Umsetzung (Kopplung von Analyse und Synthese)
AB ® A + B (Analyse)
B + C ® BC (Synthese)
AB + C ® BC + A (Umsetzung)
Doppelte Umsetzung : AB + CD ® AC + BD;

3. Wertigkeit
Def.: Die stöchiometrische Wertigkeit gibt an, wie viele H – Atome ein Atom
eines Elements binden oder ersetzen kann. (H besitzt die Wertigkeit I)

4. Exotherme und endotherme Reaktion
Def.: Wird bei einer Reaktion Wärmeenergie frei, spricht man von einer exothermen Reaktion; wird Wärmeenergie aufgenommen liegt eine endotherme Reaktion vor.
Gesetzmäßigkeit: Die Trennung von "chemischen Bindungen" erfordert Energie; bei der Bildung von Bindungen wird Energie freigesetzt.

5. Reaktionsenthalpie H
Def.: Die bei einer Reaktion auftretende Wärmeenergie wird als Reaktions-
enthalpie benannt: D H_R
D H_R = H (Produkte) – H (Edukte)
Das Einheitszeichen für H bzw. D H ist J (Joule).
Exotherme Reaktionen haben ein negatives D H_R .
Endotherme Reaktionen haben ein positives D H_R .
Standartzustand für experimentelle Untersuchung: 25° und 1013hPa

6. Die Einheit Mol
Def.: Das Mol ist die Stoffmenge eines Systems, das genauso viele Teilchen
besitzt, wie Atome in 12g ¹²C stecken.
Zahlenwert: N_a = 6,022 × 10²³ Teilchen (Avogadro – Konstante)

7. Die molare Masse M
M eines Stoffes ist die Masse m von 1 mol dieses Stoffes (also von 6,022 × 10²³ Teilchen).

M =m/n [g/mol]

8. Molares Volumen Vm
Bei Gasen ist das molare Volumen Vm unabhängig vom Stoff und beträgt im Normalzustand 22,4 . (Normalzustand 0°C und 1013 hPa)
M = Vm × d molare Masse = molares Volumen × Dichte

9. Die atomare Masseneinheit u
Die atomare Masse von Atomen kann bestimmt werden, allerdings da der Zahlenwert unhandlich ist, ist die Atomasseneinheit u eingeführt worden.
- Bezugsbasis Kohlenstoff:
Aufbau eines C – Atoms: 6 Elektronen e^-

12 Nukleonen

6 Protonen p⁺
6 Neutronen n⁰
Def.: 1u entspricht der Masse des ¹²C – Atoms
1u entspricht 1.66024 × 10^-24g
Isotope: Isotope sind verschiedene Atome eines Elements, die sich nur in ihrer Masse (Neutronrnanzahl, d. h. Nukleonenanzahl) unterscheiden.
10. Gesetz von der Erhaltung der Massen
Bei chemischen Reaktionen bleibt die Summe der, an der Reaktion beteiligten, Massen gleich.
Seit Einstein: Das Gesetz gilt nur innerhalb der Wägegenauigkeit.
E = m × c²
11. Verbindungsgesetze

Gesetz der konstanten Proportionen:
Jede chemische Verbindung enthält die Elemente in einem festen naturgegebenen Massenverhältnis.
Gesetz der multiplen Proportionen:
Bilden Elemente verschiedene Verbindungen aus, so stehen die unterschiedlichen Massen des Elements, die sich jeweils mit derselben Masse des anderen Elements vereinigen, im Verhältnis kleiner ganzer Zahlen zueinander.

12. Volumengesetz von Gay – Lussac
Bei Gasreaktionen treten stets einfache ganzzahlige Volumenverhältnise auf.

13. Gesetz von Avogadro
Gleiche Raumteile verschiedener Gase enthalten beim gleichen Druck, gleicher Temperatur, gleich viele Teilchen.

14. Oxidation
a) Eine Verbrennung ist eine Vereinigung von Sauerstoff mit einer brennbaren Substanz.
b) Verbrennung ist allgemein jede unter Feuererscheinung ablaufende Vereinigung zweier Elemente.
Die Masse der Verbrennungsprodukte (feste und gasförmige) steigt gegenüber der Ausgangsmasse.

Oxidationstyspen
Ø Explosion: ist die Verbrennung in Bruchteilen von Sekunden; schlagartige Freisetzung von Wärme- und Lichtenergie; die gasförmigen Reaktionsprodukte dehnen sich stark aus und schlagen auf die ruhende Luft ( Þ Knall);
Ø stille Verbrennung: Verbrennung ohne Feuererscheinung; sehr langsam;

Def.: Eine Flamme ist ein brennender Gasstrom; ihr Leuchten wird durch glühende Feststoffteilchen hervorgerufen (C, typ. Flammenfarbe: Na)

15. Reduktion
Def.: Reduktion ist ein chemischer Vorgang bei dem einem Oxid der Sauerstoff entzogen wird (bzw. eine Vereinigung eines Stoffs mit Wasserstoff).
CuO + H₂ ® H₂O + Cu
Wasserstoff ist ein Reduktionsmittel (=Redm.) und wird selbst oxidiert.
Kupferoxid ist ein Oxidationsmittel (=Oxm.) und wird selbst oxidiert.
(Redox – Reaktion)

16. Entzündungstemperatur
Wird ein brennbarer Stoff auf Entzündungstemperatur erhitzt, beginnt er von selbst zu brennen. Durch eine andere Flamme kann der Stoff schon bei niedrigeren Temperaturen zum Brennen anfangen.

17. Alkalische und saure Lösungen
a) Basen
Zusammensetzung: Me/O/H
hygroskopisch : Stoff zieht Feuchtigkeit aus der Luft (z. B. NaOH)
b) Säure
Definition: Säuren sind Verbindungen des Wasserstoffs mit verschiedenen Säureresten.
H R (das H ist durch Me ersetzbar Þ MeR oder Salze)
Wesen der Säuren: sie bilden mit Wasser "sauren Wasserstoff"

18. Vergleich: Base « Säure

Base	Säure
Me Metall Ox. ß +O2	NMe Nichtmetall Ox. ß +O2
MeO Metalloxid ß +H2O	NMeO Nichtmetalloxid ß +H2O
MeOH Metallhydroxid	HR Säure

19. Neutralisation
Definition: Neutralisation ist ein chemische r Vorgang bei dem sich die alkalische Reaktion einer Lauge (Base) und die saure Reaktion einer Säure gegenseitig aufheben.

H R + Me O H ® Me R + H O H;
Säure + Base ® Salz + Wasser + Energie;

20. Bausteine der Atome
Zusammenfassung: Atome bestehen aus einem zentralen Kern und einer peripheren Hülle. Die positive Ladung und die Masse des Atoms sind im winzigen Kern vereinigt. Der Ausgleich für die positive Ladung im Kern erfolgt durch die negativen Ladungen in der Atomhülle, welche das Atomvolumen erfasst.

21. Energiestufen
Den Elektronen stehen in der Atomhülle nur ganz bestimmte Energiestufen zur Verfügung (, die sich berechnen lassen) zwischen denen sie unter Energieaufnahme oder –abgabe wechseln können..

22. Das PSE
Hauptgruppen:
I. Alkali – Metalle
II. Erdalkali – Metalle
III. Erdmetalle
IV. Kohlenstoffgruppe
V. Stickstoffgruppe
VI. Sauerstoffgruppe
VII. Halogene
VIII. Edelgase

23. Ionen
Definition: Ein Ion ist ein elektrisch geladenes Teilchen, entstanden aus einem ungeladenen Atom durch Aufnahme oder Abgabe eines oder mehrere Elektrone.
Ionentypen: Me – Atome geben e^- ab Þ positiv geladene Ionen Kationen
Nicht Me – Atome nehmen e^- auf Þ negativ gel. Ionen Anionen

24. Ionenbindung
Bindung durch Anziehung entgegengesetzt geladener Ionen. Die Bindungskräfte sind ungerichtet Þ Bildung eines Ionengitters

25. Energieverhältnisse bei Reaktionen

Sublimationsenergie	Na (fest)	®	Na (gasförmig)
Bindungsenergie	Chlormolekül	®	Chloratome
Ionisierungsenergie	Na	®	Na+	Elektron
Elektron	Cl	®	Cl-	Elektronenaffinität
Na+	Cl-	®	NaCl	Gitterenergie
Natrium	Chlor	®	Natriumchlorid	Bildungsenthalpie

26. Möglichkeiten der Salzbildung
a) Me + Säure
b) MeO + Säure
c) Me + Nicht – Me
d) MeO + Nicht – MeO
e) Salz + Salz (Fällung)
f) Salz + Säure
g) Nicht – MeO + Lauge
h) Neutralisation

27. Ionenwanderung
Salzkristalle (als Feststoff) leiten den elektrische Strom nicht, da die Ionen an ihren Gitterpunkten festgebunden sind. Sollen die Ionen eines Salzkristalls frei beweglich werden, muss die Bindungsenergie (Gitterenergie) zwischen den einzelnen Ionen überwunden werden. Dies geschieht...
a) beim Schmelzen eines Kristalls
b) beim Lösen in einem polaren Lösungsmittel (meist Wasser)

28. Ionengitter
Ionen stellt man sich als Kugeln vor, mit einem elektrischen Feld, dass gleichmäßig in alle Raumrichtungen weist. Die Ionenbindung (=heteropolare Bindung, Elektrovalenz) kommt durch Anziehungskräfte zwischen Kathionen und Anionen zustande. Diese Bindung ist nicht gerichtet.
Des weiteren gibt es neben den Anziehungskräften + und – auch noch Abstoßungskräfte zwischen + und + und – und – . Aus dem Zusammenspiel dieser Kräfte resultiert eine regelmäßige Ionenanordnung im Raum: =Ionengitter Þ Kristall

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