Allgemeine und Anorganische Chemie mit Experimenten - Cheatsheet

Aufbau eines Atoms: Elektronen, Protonen und Neutronen

Definition:

Atome bestehen aus Elektronen, Protonen und Neutronen.

Details:

• Elektronen: negativ geladen, befinden sich in Elektronenschalen um den Atomkern
• Protonen: positiv geladen, befinden sich im Atomkern
• Neutronen: neutral, ebenfalls im Atomkern
• Protonenzahl bestimmt das Element (Ordnungszahl)
• Massenzahl = Protonen + Neutronen
• Elektronenanzahl = Protonenzahl (bei neutralen Atomen)

Bohr- und Schrödinger-Modelle

Definition:

Bohr- und Schrödinger-Modelle beschreiben den Aufbau von Atomen und Elektronenverteilungen.

Details:

• Bohr-Modell: Elektronen bewegen sich auf festen Bahnen um den Atomkern, Energieniveaus quantisiert.
• Schrödinger-Modell: Elektronen als Wellen beschrieben, Aufenthaltswahrscheinlichkeiten durch Wellenfunktionen \(\psi\) bestimmt, Nutzung der Schrödingergleichung.
• Wichtige Formeln: \[ E_n = -\frac{Z^2 \cdot R_H}{n^2} \] (Bohr-Energieniveaus) und \[\hat{H} \psi = E \psi \] (Schrödingergleichung).
• Bohr-Modell anschaulich einfacher, Schrödinger-Modell präziser und allgemeiner anwendbar.

Periodische Eigenschaften: Elektronegativität, Ionisierungsenergie

Definition:

Periodische Eigenschaften wie Elektronegativität und Ionisierungsenergie beschreiben, wie stark ein Atom Elektronen anzieht bzw. wie viel Energie benötigt wird, um ein Elektron zu entfernen.

Details:

• Elektronegativität: Maß für die Fähigkeit eines Atoms, in einer chemischen Bindung Elektronen anzuziehen.
• Ionisierungsenergie: Energie, die benötigt wird, um ein Elektron von einem Atom zu entfernen.
• Elektronegativität: Steigt in der Periode von links nach rechts, nimmt in der Gruppe von oben nach unten ab.
• Ionisierungsenergie: Steigt in der Periode von links nach rechts, nimmt in der Gruppe von oben nach unten ab.

Ionen- und kovalente Bindungen

Definition:

Bindungstypen, die sich durch Elektronenübertragung (Ionenbindung) bzw. Elektronenpaarteilung (kovalente Bindung) unterscheiden.

Details:

• Ionenbindung: Übertragung von Elektronen von einem Atom zum anderen, Bildung von Kationen und Anionen, starke elektrostatische AnziehungskräfteBeispiel: \( \text{Na}^+ + \text{Cl}^- \rightarrow \text{NaCl} \)
• Kovalente Bindung: Gemeinsame Nutzung von Elektronenpaaren zwischen zwei Atomen, Bildung von MolekülenBeispiel: \( \text{H}_2: H + H \rightarrow H_2 \)
• Polarität: Kovalente Bindungen können polar sein, wenn Elektronen ungleich verteilt sindBeispiel: \( \text{H}_2\text{O} \)

Molekulare Geometrie und Valence-Shell-Electron-Pair-Repulsion (VSEPR)-Theorie

Definition:

Bestimmt die räumliche Anordnung der Atome in einem Molekül basierend auf der Abstoßung der Elektronenpaare in der Valenzschale.

Details:

• VSEPR-Theorie: Elektronenpaare stoßen sich ab und ordnen sich so, dass diese Abstoßungen minimal sind.
• Formel zur Bestimmung der Geometrie: \[ AX_nE_m \], wobei A das zentrale Atom, X Liganden und E freie Elektronenpaare sind.
• Lineare Geometrie: \[ 180^\text{o} \], z.B. CO₂
• Trigonal-planar: \[ 120^\text{o} \], z.B. BF₃
• Tetrahedral: \[ 109.5^\text{o} \], z.B. CH₄
• Trigonal-bipyramidal: \[ 90^\text{o} \] und \[ 120^\text{o} \], z.B. PCl₅
• Oktaedrisch: \[ 90^\text{o} \], z.B. SF₆

Brønsted-Lowry-Definition von Säuren und Basen

Definition:

Definition von Säuren und Basen nach Brønsted-Lowry

Details:

• Säure: Protonenspender (gibt ein H⁺-Ion ab)
• Base: Protonenakzeptor (nimmt ein H⁺-Ion auf)
• Beispiel Gleichgewicht: \[ \text{HA} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{H}_3\text{O}^+ + \text{A}^- \]
• HA = Säure, A^- = konjugierte Base
• \[ \text{B} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{BH}^+ + \text{OH}^- \] B = Base, BH⁺ = konjugierte Säure

Stöchiometrische Berechnungen: Konzept des begrenzenden Reaktanten und prozentuale Ausbeute

Definition:

Stöchiometrische Berechnungen zur Bestimmung des begrenzenden Reaktanten und der prozentualen Ausbeute.

Details:

• Begrenzender Reaktant: Der Reaktant, der zuerst verbraucht wird und somit die Menge des Produkts begrenzt.
• Berechnung:
  • Molverhältnisse der Reaktanten aus Reaktionsgleichung bestimmen.
  • Verfügbare Molmengen der Reaktanten berechnen.
  • Vergleich der verfügbaren Molmengen mit den geforderten Molmengen basierend auf der Reaktionsgleichung.
  • Der Reaktant, dessen Menge nicht ausreicht, um mit der gegebenen Menge des anderen Reaktanten vollständig zu reagieren, ist der begrenzende Reaktant.
• Prozentuale Ausbeute: Verhältnis aus der tatsächlichen Ausbeute (erhaltene Produktmenge) zur theoretischen Ausbeute (berechnete Produktmenge) in Prozent.
• Formel: \[ \text{Prozentuale Ausbeute} = \left( \frac{\text{Tatsächliche Ausbeute}}{\text{Theoretische Ausbeute}} \right) \times 100 \% \]

Oxidationszahlen und Balancieren von Redoxgleichungen

Definition:

Oxidationszahlen sind formale Ladungen von Atomen in Verbindungen. Redoxgleichungen beschreiben Reaktionen, bei denen Elektronen von einem Reaktanten zum anderen übertragen werden.

Details:

• Oxidationszahlen vergeben: Elementare Stoffe (0), Einatomige Ionen (Ionenladung), Wasserstoff (+1), Sauerstoff (-2)
• Oxidation: Erhöhung der Oxidationszahl
• Reduktion: Erniedrigung der Oxidationszahl
• Balancieren: Elektronenübertragung muss ausgeglichen sein (Summe der Elektronen in Oxidation = Summe in Reduktion)
• Halbreaktionsmethode: Zerlegung der Gesamtreaktion in Oxidations- und Reduktionshalbreaktionen
• Zusammensetzung der Halbgleichungen: Ladung und Atomanzahl müssen ausgeglichen sein
• Koeffizienten bestimmen: Durch Einfügen von Koeffizienten die Anzahl der Atome und Ladungen auf beiden Seiten der Reaktion gleich setzen