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Zusammenfassung Chemie

Inhalt:
- Das Teilchenmodell
- Rutherfords Streuversuch
- Die Ionenbindung
- Die Lewis-Formel
- Die Oktettregel
- Die Elektonegativität (EN)
- Redoxreaktionen
- Wichtige Salze
- Die chemische Bindung
- Die Van-der-Waals-Kraft
- Dipolkräfte
- Ionenbindungen
- polare und unpolare Elektonenpaarbindungen

Das Teilchenmodell:
Alle Stoffe bestehen aus Teilchen (Atome, Ionen, Moleküle)
Atome
haben im Atomkern Protonen (positiv) und Neutronen (negativ)
haben in der Atomhülle negativ geladene Elektonen
Die Anzahl der Elektronen ist gleich der Anzahl der Protonen und gleich der Ordnungszahl
Ionen
positiv (Kationen) oder negativ (Anionen) geladene Teilchen
einfache Ionen sind Teilchen eines Elements
zusammengesetzte Ionen bestehen aus Teilchen von mindestens zwei Elementen
Moleküle
bestehen aus mindestens zwei Atomen
sind durch Atombindungen verbunden

Rutherfords Streuversuch:

Ernest Rutherford stellte fest:
im Atomkern ist nahezu die gesamte Masse des Atoms enthalten
die positiven bzw. negativen Ladungen im Kern und in der Hülle sind gleich stark

Diverse Aussagen:
Zwei verschiedene Isotope eines Elements haben die gleiche Kernladungszahl.
An der Formel kann man entnehmen, dass sich im Atomkern des Nuklids 6 Protonen befinden.

Die Ionenbindung:
es wirken elektrostatische Anziehungskräfte zwischen entgegengesetzt geladenen Atomen
positive Ionen entstehen durch Abgabe von Außenelektronen
negative Ionen entstehen durch Aufnahme von Elektonen anderer Elemente
die Ionen ordnen sich durch die Anziehungskraft in einem Ionenkristall an (Gittermodel)
wenn ein Elekton im Atom nach außen springt kostet dies Energie und ist endotherm.
wenn ein Elekton im Atom nach innen springt wird Energie frei und ist exotherm.
Wärmeenergie bei Atomen wird genutzt um Elektronen auf ein höheres Niveau springen zu lassen.

Die Lewis-Formel:
Die beiden Punkte vor den H's verbinden sich zu einem Strich.
Die Striche oben beim O bleiben und die unteren Punkte vom O verbinden sich mit den jeweiligen Punkten bei H

Die Oktettregel:
In einem Molekül muss man jedem einzelnen Atom 8 Elektronen zuordnen können, wenn man es mit einem anderen Molekül verbindet.
Zusammenfassung Chemie - 2

Die Elektonegativität (EN):
- Die Elektronegativität ist ein relatives Maß der Anziehungskraft eines Atoms auf Elektonen
Die EN ist bei jedem Atom anders
Das niedrigste Atom ist Francium mit EN = 0,7
Das höhste Atom ist Fluor mit EN = 4,0
Ist die EN-Differenz zweier Atome zwischen 0 und 1,bilden sich unpolare Atombindungen
Ist die EN-Differenz zweier Atome zwischen 1 und 1,7, bilden sich polare Atombindungen, es entstehen Dipole
Ist die EN-Differenz zweier Atome größer als 1,7, bilden sich Ionenbindungen

Redoxreaktionen:
Reaktionen mit Sauerstoffübergang
Oxidationsmittel gibt Sauerstoff ab (Reduktion) - Reduktionsmittel nimmt Sauerstoff auf (Oxidation)

Wichtige Salze:
Natriumchlorid, NaCl
Magnesiumchlorid, MgCl2
Aluminiumchlorid, AlCl3

Die chemische Bindung:
bei Molekülen liegt eine Atomverbindung vor
bei Salzen liegt eine Ionenbindung vor

Die Van-der-Waals-Kraft:
Sie wirkt zwischen gleichen oder verschiedenen Molekülen
schwächer als Bindungskräfte
bestimmend für die Stoffeigenschaften
wirken sowohl zwischen polaren und unpolaren Molekülen und Ionenverbindungen
die Wirkung der Van-der-Waals Kräfte kann in der Regel vernachläßigt werden, da oft andere, stärkere, Anziehungen wirken (Dipolkräfte)

Dipolkräfte:
wirken zwischen polaren Molekülen und sorgen für deren Ausrichtung
sind stärker als Van-der-Waals Kräfte

Ionenbindungen:
Ionenbindungen gibt es zwischen Stoffen, dessen EN größer als 1,8 ist
Ionenbindungen haben die größte Anziehungskraft aller zwischenmolekularen Kräften
sind stärker als Van-der-Waals Kräfte

polare und unpolare Elektonenpaarbindungen:
wenn in einer Elektonenpaarbindung das eine Atom stärker anzieht, als das andere, spricht man von polaren Elektonenpaarbindungen
wenn in einer Elektonenpaarbindung sich beide Atome gleich stark anziehen, spricht man von unpolaren Elektonenpaarbindungen

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