Allgemeine und Anorganische Chemie - Cheatsheet

Atombau und chemisches Verhalten

Definition:

Grundstruktur der Atome und deren Einfluss auf chemische Reaktionen.

Details:

• Atome bestehen aus Protonen, Neutronen und Elektronen.
• Elektronenkonfiguration beeinflusst chemisches Verhalten.
• Kovalente, ionische und metallische Bindungen basieren auf Elektroneninteraktionen.
• Valenzelektronen bestimmen Reaktivität und Bindungsarten.
• Periodensystem hilft, das chemische Verhalten vorherzusagen.
• Bohrsches Atommodell und Quantentheorie erklären Elektronenschalen und deren Energie.

Elektronenkonfiguration der Elemente

Definition:

Verteilung der Elektronen eines Atoms auf die verschiedenen Energieniveaus und Orbitale.

Details:

• Elektronen füllen Orbitale nach dem Prinzip des Energieminimums: niedrigere Energieniveaus zuerst (nach dem Aufbauprinzip).
• Pauli-Prinzip: Ein Orbital kann maximal zwei Elektronen mit entgegengesetztem Spin enthalten.
• Hundsche Regel: Orbitale mit gleichem Energiegehalt werden zuerst einfach besetzt.
• Allgemeine Schreibweise: z.B. für Neon: \[1s^2 2s^2 2p^6\].
• Periodensystem als Orientierung: Gruppen und Perioden entsprechen den Außenelektronen und Energieniveaus.
• Wichtige Begriffe: Energieuntergliederung (s, p, d, f-Orbitale), Valenzelektronen (äußerste Elektronen).

Kovalente und ionische Bindungen

Definition:

Kovalente Bindungen: Elektronen werden zwischen Atomen geteilt; Ionische Bindungen: Elektronen werden zwischen Atomen transferiert und es entstehen Ionen.

Details:

• Kovalente Bindungen: Gemeinsame Nutzung von Elektronenpaaren zwischen AtomenBeispiel: \(H_2, O_2\)Elektronegativitätsdifferenz: niedrig
• Ionische Bindungen: Übertragung von Elektronen von einem Atom auf ein anderesBeispiel: \(NaCl\)Elektronegativitätsdifferenz: hoch
• Kovalente Bindungen: Molekülformeln; Ionische Bindungen: Ionengitterstruktur
• Kovalent: Apolare (gleichartige) oder polare (unterschiedliche) Verteilung; Ionisch: Vollständiger Transfer von Elektronen

Thermodynamik in der Chemie

Definition:

Thermodynamik untersucht die Energieänderungen und Gleichgewichtszustände chemischer Systeme.

Details:

• Hauptsätze der Thermodynamik:
• 1. Hauptsatz: Energieerhaltung; \Delta U = q + w
• 2. Hauptsatz: Entropiezunahme; \Delta S \geq 0
• Gibbs-Energie (G = H - TS): Beschreibt Spontanität von Prozessen ( \Delta G < 0 spontan)
• Enthalpie (Hg): Wärmeinhalt eines Systems; \Delta H = H_{Produkte} - H_{Edukte}
• Freie Enthalpie und Temperaturabhängigkeit: \Delta G = \Delta H - T\Delta S

Periodizität der chemischen Eigenschaften im Periodensystem

Definition:

Regelmäßige Wiederholung der chemischen Eigenschaften von Elementen in Abhängigkeit von ihrer Ordnungszahl.

Details:

• Vertikale Gruppen: Ähnliche chemische Eigenschaften aufgrund ähnlicher Elektronenkonfigurationen.
• Horizontale Perioden: Eigenschaften ändern sich systematisch mit zunehmender Ordnungszahl.
• Ionisierungsenergie: Nimmt in einer Periode zu, in einer Gruppe ab.
• Elektronenaffinität: Tendenz zur Aufnahme eines Elektrons, variiert systematisch.
• Atomradius: Nimmt in einer Periode ab, in einer Gruppe zu.
• Elektronegativität: Maß für die Fähigkeit eines Atoms, Elektronen anzuziehen; nimmt in einer Periode zu, in einer Gruppe ab.

Redox-Reaktionen und Balancieren von Redox-Gleichungen

Definition:

Redox-Reaktion: Chemische Reaktion mit Elektronenübertragung. Oxidation: Elektronenabgabe, Reduktion: Elektronenaufnahme.

Details:

• Oxidationszahl: Gibt die elektrische Ladung eines Atoms an.
• Reduktionsmittel: Gibt Elektronen ab, wird oxidiert.
• Oxidationsmittel: Nimmt Elektronen auf, wird reduziert.
• Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion aufstellen.
• Elektronenanzahl in Teilgleichungen ausgleichen.
• Teilgleichungen addieren, sicherstellen, dass alle Atome und Ladungen ausgeglichen sind.
• Beispiel: \[ \text{Zn} + \text{Cu}^{2+} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + \text{Cu} \]

Intermolekulare Kräfte: Van-der-Waals und Wasserstoffbrücken

Definition:

Zwischenmolekulare Anziehungskräfte.

Details:

• Van-der-Waals-Kräfte: Schwache Anziehungskräfte zwischen unpolaren Molekülen.
• Wasserstoffbrücken: Starke Anziehungskräfte zwischen einem kovalent an N, O oder F gebundenen H-Atom und einem freien Elektronenpaar eines anderen Moleküls.
• Van-der-Waals-Kräfte: \[ F_{\text{vdW}} \propto \frac{1}{r^6} \]
• Wasserstoffbrücken: ca. 10% der Stärke einer kovalenten Bindung.