Allgemeine und Anorganische Chemie - Cheatsheet.pdf

Elektronenkonfiguration und Orbitaltheorie

Definition:

Verteilung von Elektronen in den Orbitalen eines Atoms nach den Prinzipien der Quantentheorie

Details:

• Schalen und Orbitale: Elektronen verteilen sich auf Schalen (n) und Orbitale (s, p, d, f)
• Aufbauprinzip: Elektronen besetzen Orbitale nach steigender Energie (1s < 2s < 2p < 3s < ...)
• Pauli-Prinzip: Ein Orbital kann maximal zwei Elektronen mit entgegengesetztem Spin (↑↓) enthalten
• Hundsche Regel: Orbitale gleicher Energie werden zunächst einfach besetzt (↑_, ↑_, ↑_)
• Schreibweise: Notation z.B. für Sauerstoff: 1s^2 2s^2 2p^4

Periodensystem und Periodizität

Definition:

Tabellarische Anordnung der chemischen Elemente nach steigender Kernladungszahl; Elemente mit ähnlichen Eigenschaften stehen in Gruppen.

Details:

• Perioden: Waagerechte Reihen, zeigen Wiederholung der chemischen Eigenschaften
• Gruppen: Senkrechte Spalten, ähnliche chemische Eigenschaften
• Periodizität: Regelmäßige Wiederkehr chemischer Eigenschaften innerhalb der Perioden
• Wichtige Trends: Elektronegativität, Ionisierungsenergie, Atomradius
• Übergangsmetalle: d-Block-Elemente, Variable Oxidationszustände
• Lanthanide und Actinide: f-Block-Elemente, seltene Erden

Ionisierungsenergie und Elektronenaffinität

Definition:

Ionisierungsenergie ist die benötigte Energie, um ein Elektron vollständig aus einem Atom oder Molekül zu entfernen. Elektronenaffinität ist die Energieänderung, wenn ein Elektron an ein Atom oder Molekül im gasförmigen Zustand angefügt wird.

Details:

• Ionisierungsenergie: Typischerweise in kJ/mol angegeben.
• Elektronenaffinität: Kann sowohl positiv als auch negativ sein, je nach Energiegewinn oder -verlust.
• Beide Werte variieren periodisch im Periodensystem der Elemente.
• Erste Ionisierungsenergie (IE1): Energie, um das erste Elektron zu entfernen.
• Ionisierungsenergien nehmen innerhalb einer Periode von links nach rechts zu.
• Ionisierungsenergien nehmen innerhalb einer Gruppe von oben nach unten ab.
• Trend der Elektronenaffinität: Wird in einer Periode von links nach rechts zunehmend exotherm.
• Variationen durch Elektronenkonfiguration und Stabilität (z.B. Edelgase haben oft positive Elektronenaffinität).

Ionenbindung, Kovalente Bindung und Metallbindung

Definition:

Bindungen zwischen Atomen basierend auf der Elektronenverteilung und den dabei wirkenden Kräften.

Details:

• Ionenbindung: Elektronenübertragung zwischen Metall und Nichtmetall. Entstehung von Kationen und Anionen.
• Kovalente Bindung: Teilen von Elektronenpaaren zwischen zwei Nichtmetallen. Bildung von Molekülen.
• Metallbindung: Elektronen sind delokalisiert über ein Gitter aus Metallkationen. Bildung eines Elektronengases.

VSEPR-Modell und Molekülgeometrie

Definition:

VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) Modell, erklärt räumliche Anordnung von Atomen in Molekülen durch Abstoßung von Elektronenpaaren in der Valenzschale.

Details:

• Elektronenpaare stoßen sich ab und ordnen sich so weit wie möglich voneinander entfernt an.
• Bindende und nichtbindende Elektronenpaare berücksichtigt.
• Formen: linear, gewinkelt, trigonal planar, tetraedrisch, trigonal bipyramidal, oktaedrisch.
• Winkel: linear (180°), trigonal planar (120°), tetraedrisch (109.5°).

Kinetik und Thermodynamik von Reaktionen

Definition:

Kinetik untersucht die Geschwindigkeit chemischer Reaktionen. Thermodynamik befasst sich mit der Energie und dem Gleichgewicht chemischer Reaktionen.

Details:

• Geschwindigkeitsgesetz: \( r = k [A]^m[B]^n \)
• Arrhenius-Gleichung: \( k = A e^{-\frac{E_a}{RT}} \)
• Reaktionsordnungen beeinflussen die Geschwindigkeitskonstanten.
• Gleichgewichtskonstante \( K \): \( K = \frac{[C][D]}{[A][B]} \)
• Freie Enthalpie \( \Delta G \): \( \Delta G = \Delta H - T \Delta S \)
• \( \Delta G < 0 \rightarrow \) Reaktion spontan ablaufend.
• \( \Delta G > 0 \rightarrow \) Reaktion nicht spontan ablaufend.

Brønsted-Lowry- und Lewis-Säure-Base-Theorie

Definition:

Definitionen und Erklärungen der Brønsted-Lowry- und Lewis-Säure-Base-Theorie

Details:

• Brønsted-Lowry: Säure = Protonendonator (H⁺), Base = Protonenakzeptor
• Lewis: Säure = Elektronenpaarakzeptor, Base = Elektronenpaardonator
• Allgemeine Reaktion: Brønsted-Lowry:

Komplexverbindungen und Koordinationschemie

Definition:

Koordinationsverbindungen bestehen aus Zentralatom (meist Metallion) und Liganden, die es umgeben. Koordinationschemie untersucht diese Bindungen und Strukturen.

Details:

• Koordinationszahl: Anzahl der Liganden um Zentralatom
• Ligandentypen: ein-, zwei-, mehrzähnige Liganden
• Geometrie: oktaedrisch, tetraedrisch, quadratisch-planar
• Bindungsarten: kovalent, ionisch, dativ
• Stabilität: Chelateffekt, Entropie, Enthalpie
• Färbung: durch d-d-Übergänge (Crystal Field Theory)
• Komplexnomenklatur: [Zentralatom(Ligand)]ⁿ⁺