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Definitionen einiger wichtiger und grundlegender Begriffe aus der Chemie
1. Massenverhältnis: Das Massenverhätlnis der Elemente in einer Verbindung ergibt sich aus den Massen der Elementportionen, die diese Verbindungen bilden. Es ist für jede Verbindung konstant.
Beispiel: 2,19g Kupfersulfid sind stets aus 1,75h Kupfer und 0,44g Schwefel enstanden. Das Massenverhältnis m(Kupfer) zu m(Schefel) beträgt demnach 3,97.
2. Anzahlverhältnis der Atome: Die Atomarten und das Anzahlverhältnis der Atome geben die Zusammensetzung einer Verbindung an. In der Verhältnisformel oder empirischischen Formel wird das Anzahlverhältnis der Atome durch Indices an den Elementsymbolen angegeben.
Beispiel: Das Anzahlverhältnis N(Cu) : N(S) im Kupfersulfid beträgt 2 : 1. Die Verhältnisformel ergibt sich zu Cu2S.
3. Atommasse: Die Atommasse eines Elements m(X) ist die durchschnittliche Masse seine Isotope. Sie wird in atomaren Masseneiheiten u angegeben.
Beispiel: Atommasse von Kupfer: m(Cu) = 63,546
4. Wertigkeit: Die Wertigkeit eines Elements ergibt sich aus der Anzahl der Wasserstoffatome, die in ein Atom des betreffenden Elements in einer Verbindung zu binden oder zu ersetzen vermag.
Beispiel: Wertigkeit von Stickstoff im Ammoniak NH3 : 3
5. Reaktionsgleichung: Die Symbole der Elemente und die Formeln der Verbindungen werden entsprechend der vorliegenden Reaktion über den Reaktionspfeil miteinander in Beziehung gesetzt. Durch Voranstellen von Koeffizienten vor Symbole und Formeln wird erreicht, dass auf beiden Seiten des Reaktionspfeils gleichviele Atome einer jeden Atomsorte stehen.
Beispiel: 2 Cu + S ------> Cu2S
6. Stoffmenge: Die Stoffmenge einer Stoffportion gibt Auskunft über die Teilchenzahl. Die Einheit der Stoffmenge n ist das Mol (Einheitszeichen: mol). 1 Mol ist die Stoffmenge eines Systems, das aus ebensovielen Teilchen besteht, wie Atome in 12g des Kohlenstoffisotops (x12)C enthalten sind. Die Teilchen des Systems müssen dabei genau gekennzeichnet werden.

Beispiel: n(S) = 0,5 mol.
7. Molare Masse: Die molare Masse M einer Stoffportion ist der Quotient aus der Masse m und der Stoffmenge n dieser Stoffportion. Die molare Masse ist eine Kenneigenschaft eines Reinstoffs.
Beispiel: M(Cu2S) = m(Cu2S)/n(Cu2S = 159,1 g/mol.
8. Molares Volumen: Das molare Volumen Vm der Stoffportion eines Gases ist der Quotient aus dem Volumen V und der Stoffmenge n dieser Stoffportion. Bei gleichem Druck und gleicher Temperatur nehmen alle Gase das gleiche molare Volumen ein. Bei Normbedinungen ist Vmn =22,4 l/mol.
Beispiel: Vmn (CO2) = Vn (CO2)/n(CO2) = 22,4 l/mol.

9. Avogadrokonstante: Die Avogadrokonstante NA ist die Proportionalitätskontante der Beziehung zwischen Teilchenzahl N(X) und Stoffmenge n(X):
N(X) = NA * n(X) | NA = 6,002 * 10(hoch 23) * 1/mol
10. Enthalpie: Die Reaktionswärme Qp einer chemischen Reaktion bei konstantem Druck bezeichnet man als Enthalpieänderung H. Wird bei der Reaktion Wärme frei, so spricht man von einer exothermen, muss man Wärme zufrühren, von einer endothermen Reaktion.
Beispiel: Wärmezusatz der Reaktion von 1 mol Zink mit Salzsäure
bei konstantem Druck: Qp = -154,0 kj,
bei konstantem Volumen:QV = -156,5 kj.
11- Reaktionsenthalpie: Die Reaktionsenthalpie HR gilt für den in der Reaktionsgleichung angegebenen Stoffumsatz einer Reaktion. Die Reaktionsenthalpie einer chemischen Reaktion unter Standardbedingungen (298 K, 1013 hPa) wird als Standard-Reaktionsenthalpie HR° bezeichnet.
12. Molare Standard- Bildungsenthalpie: Die molare Standard-Bildungsenthalpie HR° ist der Quotient aus der Enthalpieänderung und der Stoffmenge des aus den Elementen unter Standardbedinungen gebildeten Stoffes.
13. Aktivierungsenthalpie: Die zum Auslösen einer chemischen Reaktion benötigte Enthalpie nennt man Aktivierungsenthalpie. Ein Katalysator setzt die Aktivierungsenthalpie herab und beschleunigt dadurch die chemische Reaktion.
Beispiel: Das Entflammen eines Zündholzes wird durch Reibungswärme gestartet.
14. Ionisierungsenthalpie: Die Ionisierungsenthalpie I ist die zur Abtrennung eines oder mehrerer Elektronen aus einem Atom benötigte Enthalpie. Aus Atomen entstehen hierbei positiv geladene Ionen, die Kationen.
15. Elektronenaffinität: Die mit der Aufnahme von einem oder mehreren Elektronen durch ein Atom verbundene Enthalpie nennt man Elektronenaffinität EA. Aus Atomen entstehen hierbei negativ geladene Ionen, die Anionen.
16. Ionenbindung: Kationen und Anionen können zu einem Ionengitter zusammentreten. Der elektrosatische Zusammenhalt wird als Ionenbindung bezeichnet. Die dabei freiwerdende Enthalpie ist die Gitterenthalpie.

Tipp: Wer sich nicht merken kann, dass Anionen negativ und Kationen postiv geladen sind, sollte es mit dieser Eselsbrücke probieren:
Im A von dem Namen Anion bildet der Querstrich ein Miuns für negativ und im t von dem Namen Kation bildet das t ein plus für positiv geladen.

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