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\begin{document}
\title{Chemie Zusammenfassung - Mortimer}
\maketitle
\section*{flüs}
Je geringer der Abstand zwischen zwei Molekülen desto stärker wirken die intermolekularen Anziehungskräfte zwischen ihnen. Beim Abkühlen eines Gases nimmt die kinetische Energie der Moleküle ab, folglich sind die Moleküle dichter beieinander. Das Gas kondensiert zu einer Flüssigkeit. Aber die Moleküle sind weiterhin in Bewegung. Kühlt man das Gas noch weiter ab, so erstarrt die Flüssigkeit.
\section*{Intermolekulare}
Intermolekulare Anziehungskräfte In Molekülen werden die Atome durch kovalente Bindungen gehalten. Es können verschiedene Kräfte wirken in einer Flüssigkeit oder in einem Feststoff. Dipol-Dipol-Kräfte wirken zwischen polaren Molekülen. 0.4 - 1.7 ist Kovalent. Moleküle welche polar sind besitzen ein Dipolmoment und ordnen sich in einem elektrischen Feld. Die Dipol-Kräfte werden durch die elektrostatische Wechselwirkung zwischen den negativen und positiven Polen der Dipole hervorgerufen.
\section*{Kovalente Bindung}
Bei der Reaktion von Metallen und nicht Metallen geben die Metall-Atome Elektronen ab das nichmetall nimmt diese auf.Aus dieser Elektronenübertragung bzw. dem Austausch entsteht eine Ionenverbindung
Wenn ein Nichtmetall und Nichtmetall miteinander in Verbindung treten, dann findet kein Elektronenaustausch statt sondern sie Verbinden sich über Elektronen. -> Molekül. In einem Molekül werden die Atome durch kovalente Bindungen zusammengehalten. Ein Bespiel \ce{H2O}.
\section*{Mesomerieregeln}
\begin{center}
1. Grenzformeln unterscheiden sich nur in der Verteilung von Elektronen.\\
2. Zwei aneinander gebundene Atome dürfen nicht die gleichen Vorzeichen haben.\\
3.
\end{center}
\section*{Säure Basen}
4. Konzepte bei Säuren und Basen je nach Umstand kann dies Angewandt werden.
\paragraph{4.1 Arrhenius Konzept}
Elektrolyte werden in Wässrigerlösung zu Ionen dissozieren. Säure ist ein Sauerer stoff, welcher in wässriger Lösung Ionen H$^{+}$ (aq) während eine Base OH$^{-}$. Die Stärke der Dissoziation, der Säure und Base, hängt stark davon ab, in welchem Ausmass die Verbindung in Wasser dissoziiert. Eine Starke Säure/Base dissoziiert in Wasser komplett.
\paragraph{4.2 Brønsted Lowry Konzept}
Nach Brønsted Lowry ist eine Säure eine Substanz, die Protonen Abgeben kann. = Protonen-Donator. Eine Base kann Protonen abgeben. Protonen Akzeoptor. Säure Base eine Säure-Base reaktion aus der Übergabe von Protonen der Säure an die Base. Amphotere Substanzen sind Säuren/Basen die sowohl als Base oder auch Säuren Auftreten können. H$_{2}$O, NH$_{3}$, HSO$_{4}^{-}$, HPO$_{4}^{2-}$
\paragraph{Stärke von Brønsted-Säuren und -Basen}
Brønsted sagt, je Stärker die Säure, desto williger ist diese ein Proton abzugeben. Je stärker die Base, desto williger ein Proton aufzunehmen. Nehmen wir als Beispiel \ce{HCl} und \ce{H2O} HCl und \ce{H2O} werden Vollständig zu \ce{H3O+} und \ce{Cl-} umgesetzt. Somit ist HCl eine stärkere Säure als \ce{H3O+} denn es hat den grösseren drang seine Protonen Abzugeben. \ce{H2O} ist eine stärkere Base als \ce{Cl-}, da es wie ein Konkurrenzkampf ist für das Molekül\ce{H2O} und das \ce{CL-}-Anion. Somit behält der stärkere seine Protonen.
\section*{Säuresträke}
Der Zusammen kann untersucht werden, wenn das Wasserstoff Atom nicht an das Sauerstoffatom gebunden ist und bei denen das Wasserstoff Atom gebunden an das Sauerstoffatom gebunden ist (Oxosäuren).
\paragraph{Säuresträke}Betrachten wir HCL und \ce{H2S} entscheiden hier zwei Faktoren ihre Säurestärke. 1. Die Elektronegativität, das heisst das Mass ein Elektron an sich zu binden. Und die Atomgrösser ist entscheidend an dem das H-Atom gebunden ist. \paragraph{Periode}Von Links nach rechts nimmt die Säurestärke zu. Da auch die Elektronegativtät steigt, somit die Erleichterung erfolgt zum ein Proton abzuspalten. \ce{NH3} < \ce{H2O} < \ce{HF}
\paragraph{Gruppe} Geht man von Oben nach unten in einer Gruppe, so nimmt die Säurestärke zu \ce{H2Se} < \ce{H2Se} < \ce{H2S}. In einer Gruppe ist viel entscheidender als die EN die Atomgrösse. Denn ein \ce{H+}-Ion lässt sich viel schneller Ablösen, wenn die Atomgrösse grösser ist.
\paragraph{Oxosäuren}
\begin{center}Baugruppe von Oxosäuren:\\
\chemfig{H-O-Z}
\end{center}
Bei Oxosäuren ist das Wasserstoff-Atom an ein Sauerstoff-Atom gebunden. Die Säurestärke hängt von der EN Z ab. Sei Z ein Metall Atom, so wird b zu Sauerstoffgehören. Diese Verbindung ist ein ionisch aufgebautes Hydroxid. Als Beispiel \ce{Na+OH-}.\\
Sei Z ein nichtmetall Atom und einer hoher EN, so ist b eine kovalente Bindung und somit nicht einfach spaltbar. Das Z - Atom teilt sich ein Elektron mit dem O Atom, selbst wenn O das EN Atom ist und verringert dabei die Elektronendichte bei O. Das wirkt sich dann auf die Bindung a aus, somit übt O Druck auf die Bindung mit dem H einen Elektronen Entzug aus. Somit erleichtert es die Abspaltung eines \ce{H+}-Ions.
\begin{center}
\ce{HOI} < \ce{HOBr} < \ce{HOCl}
\end{center}
Betrachten wir nun diese Verbindung. EN des Z Atoms sprich. I,Br,Cl.\\ Noch allgemeiner gilt diese Formel: \ce{(HO)_{3}ZO_{n}}
\begin{enumerate}
\item n = 0, schwache Säuren: \ce{HOCl}, \ce{(HO)4Si}
\item n = 1, mittelstarke Säuren: \ce{HOClO}, \ce{(HO)2SO}
\item n = 2 starke Säuren: \ce{HOClO2}, \ce{(HO)SO2}
\item n = 3 sehr Starke Säuren: \ce{HOClO3}
\end{enumerate}
\paragraph{Lewis Konzept}
Eine Base verfügt über ein Einsamer elektronen-Paar(Molekül oder Ion) mit dem eine kovalente Bindung zu einem Anderen Molekül oder Atom eingegangen werden kann. Die Base wirkt als Elektronenpaar-Donator und die Säure wirkt als Elektronenpaar Akzeptor. Lewis Säuren sind folgende:
\begin{itemize}
\item Das Proton \ce{H+}
\item Moleküle oder Atome mit unvollständigem Elektronenoktett. \ce{AlCl3}
\item Viele einfache Kationen: \ce{H+}, \ce{Cu2+}, \ce{Fe3+}
\item Verbindungen von Elementen deren Valenzschale üüber das Elektronenoktett aufgeweitet werden kann.
\item
\end{itemize}
\section*{Redox}
Oxidationszahlen sind fiktive Ladungen, welche den Atomen einer Verbindung, nach bestimmten Regeln, zugewiesen werden . Die Oxidationszahl eines Einatomigen Ions entspricht der Ladung des Ions. Beispiel \ce{Cl-} Ox.Zahl = -1.Die Ox-Zahl eines kovalent gebundenen Atoms eines Moleküls wird dem elektronegativeren der beiden miteinander Verbundenen Atoms zugewiesen. \chemfig{H-Cl} H hat eine EN von 2.2 Cl hat eine EN von 3.2 Da Cl nur noch ein Elektron aufnehmen kann bekommt Cl -I als Ox.Zahl. Erweitertes Beispiel: \begin{center}
Welche Oxidationszahl haben die Cr-Atome im Dichlorat-Ion\ce{Cr2O7^{2-}}?
\begin{itemize}
\item 1. Die Ladung des Ions -2 muss die Summe der Ox.Zahlen ergeben.
\item Da \ce{O7} ist die Ox.Zahl -2. 7 * -II = -2 = -14
\item Cr errechnet sich aus: \ce{Cr2} -XIV = -2
\item Cr = VI
\end{itemize}
Algemeine Regeln zur Ermittelung von Oxidationszahlen
\begin{enumerate}
\item Ein einzelnes oder ungeledatenes Atom bekommt die Ox. Zahl 0. Bei \ce{H} wäre dies somit moll
\item Die Oxidationszahl entspricht der Ladung des einzelnen Ions.
\item Summe der Ox.Zahlen entsprechen der Ladung. Wenn keine Ladung vorhanden ist wie bei \ce{HCl} dann ist die Ladung = 0.
\item Fluor hat \underline{IMMER} -I als Ox.Zahl.
\item O hat meistens -II ausser im Peroxid-Ion dann: -I und Hyperoxid-Ion \ce{O2-} $-\frac{1}{2}$
\item Wasserstoff hat mit Nichtmetallen die Ox.Zahl I und in Metallhybriden -I
\item Verbindungen der Nichtmetalle ist die Oxidationszahl des eleketronegativeren negativ und entspricht der Ionenladung.
\end{enumerate}
\end{center}
\paragraph{Redox-Reaktionen} Die Oxidation ist ein Prozess, bei dem einem Atom Elektronen Entzogen werden. Die Reduktion ist das Gegenstück. Es werden ihm Elektronen zugeführt.
Weder die Oxidation noch die Redukiton können für sich alleine auftreten. Elektronen die von einem Atom abgezogen werden werden den anderen zugeführt. Ganz wichtig. Die Oxidationszahl Erniedrigung muss genau so hoch sein wie die Oxidationszahl Erhöhung. Das Oxidationsmittel entzieht dem Reaktionspartner die Elektronen, den es wird selbst Reduziert. Somit ist dies die Reduktion. Das Reduktionsmittel wird ist die Oxidation. Sprich wenn nach dem Reduktionsmittelgefragt ist, dann ist gefragt , was wird am stärksten Oxidiert. Wenn nach dem Oxidationsmittel gefragt ist, wird gefragt was wird reduziert. Betrachten wir die Reaktion \ce{O2 + S}
\section*{elektro}
\paragraph{Elektronen}Zu den elektromagnetischen Strahlen gehören Radiowellen, Infrarotstrahlung, Licht, Röntgenstrahlen und Gammastrahlen. Man kann sie als Wellenbewegungen auffassen, die sich im Raum fortpflanzen. Folgende Grössen dienen zu ihrer Charakterisierung: Die Wellenlänge $\gamma$
Die Amplitude A. Die Intensität (Helligkeit) einer Strahlung ist proportional zu A$^{2}$. Die Ausbreitungsgeschwindigkeit ist für elektromagnetische Wellen unabhängig von der Wellenlänge. Sie wird Lichtgeschwindigkeit genannt und beträgt im Vakuum $c = 2,9979 * 108 m/s$.Zwischen Ausbreitungsgeschwindigkeit, Wellenlänge und Frequenz gilt die Beziehung: $c = \lambda * v$. Radiowellen haben sehr grosse Wellenlängen, $\gamma$-Strahlen aus dem radioaktiven Zerfall von Atomkernen sehr kleine Wellenlängen. Sichtbares Licht hat Wellenlängen zwischen 380 und 780 nm. Licht mit einer bestimmten Wellenlänge ist monochromatisch und hat eine be-stimmte Farbe. (6.2); polychromatisches Licht, bei dem alle Wellenlängen
zwischen 380 und 780 nm vertreten sind, ist weiss.Mit der Beschreibung der elektromagnetischen Strahlung als Wellenbewegung
werden viele ihrer Eigenschaften erfolgreich erfasst. Es gibt
jedoch andere Eigenschaften, die sich nur verstehen lassen, wenn man die
Strahlung als Teilchenstrom beschreibt. Max Planck stellte 1900 die Quantentheorie
vor.
Danach kann Energie in Form von elektromagnetischer Strahlung nur
in definierten Portionen absorbiert oder abgestrahlt werden. Die einzelne
Energieportion nennen wir ein Quant. Der Energiebetrag E eines Quants
ist proportional zur Frequenz der Strahlung. Die Proportionalitätskonstante
h ist die Planck-Konstante. Zu einer Strahlung mit hoher Frequenz (und kleiner Wellenlänge) gehören energiereiche Quanten. Ein einzelnes Quant kann man sich nach Albert Einstein (1905) als Teilchen vorstellen, das sich mit Lichtgeschwindigkeit fortbewegt; man nennt es auch ein Photon.
\paragraph{Atomspektren}
Das Ausmas der
Ablenkung hängt von der Wellenlänge ab; je kleiner die Wellenlänge, desto
stärker die Ablenkung. Im weissen Licht kommen alle Wellenlängen des
sichtbaren Spektralbereichs vor.
\section*{7}
Die effektive Grösse eines Atoms hängt von der Art der Bindung ab. Sie ist eine der periodischen Eigenschaften der Elemente, ebenso wie die Ionisierungsenergie und die Elektronenaffinität. Bei der Bildung von Ionenverbindungen geben Metall-Atome Elektronen ab und werden zu Kationen, Nichtmetall-Atome nehmen Elektronen auf und werden zu Anionen.
\paragraph{Ionen Sorten}
\begin{itemize}
\item Die Ionen-Bindung kommt zustande, wenn Elektronen von Atomen einer Sorte auf Atome einer anderen Sorte übergehen.
\item Bei der kovalenten Bindung teilen sich Atome gemeinsam Elektronen Eine einfache kovalente Bindung besteht aus einem Elektronenpaar, das zwei Atomen gemeinsam angehört Moleküle bestehen aus Atomen, die über kovalente Bindungen miteinander verknüpft sind.
\item Die metallische Bindung tritt bei Metallen und Legierungen auf. Zahlreiche Atome sind zusammen gefügt; jedes davon trägt mit einem oder mehreren Außenelektronen zu einem Elektronengas bei Das Elektronengas besteht aus einer sehr großen Zahl von delokalisierten Elektronen.
\end{itemize}
\paragraph{7.1 Atomgrösse}
Wie sich Atome chemisch verhalten, hängt in erster Linie von ihrer Kernladung und von ihrer Elektronenkonfiguration ab. Ausserdem ist ihre effektive Grösse von Bedeutung. Innerhalb einer Gruppe des Periodensystems nimmt die effektive Grösse mit zunehmender Ordnungszahl zu; vgl. die Werte für die 1. Hauptgruppe (Li, Na, K, Rb, Cs) und für die 7. Hauptgruppe (F, Cl, Br, I). Die Zunahme der Ordnungszahl bedeutet allerdings auch eine Zunahme der positiven Ladung des Atomkerns, welche die Elektronenhülle zunehmend anzieht und damit eine abnehmende Atomgrösse bewirken sollte. Die Atomgrösse wird im Wesentlichen durch den Wert n der Hauptquantenzahl der Aussenelektronen bestimmt. Bei den Hauptgruppenelementen nehmen die Kovalenzradien innerhalb einer Periode von links nach rechts ab. Innerhalb einer Periode kommt von Atom zu Atom je ein Elektron zur gleichen Schale hinzu, bei gleichzeitiger Erhöhung der Kernladung. Allgemein sind die Atomradien von Metallen grösser als die von Nichtmetallen. Die Kovalenzradien der meisten Metalle liegen über 120 pm, die der meisten Nichtmetalle unter 120 pm.
\paragraph{7.2 Ionisierungsenergien}
Die aufzuwendende Energie, um einem Atom im Grundzustand das am schwächsten gebundene Elektron zu entreissen, heisst die erste Ionisierungsenergie. Allgemein nimmt die Ionisierungsenergie innerhalb einer Periode von links nach rechts zu (vgl. den Kurvenverlauf von Li bis Ne oder Na bis Ar). Die Wegnahme eines Elektrons wird immer schwieriger, weil die Atome kleiner werden und die effektive Kernladung zunimmt. Allgemein nimmt die Ionisierungsenergie innerhalb einer Hauptgruppe des Periodensystems mit zunehmender Ordnungszahl ab (vgl. die Gruppen He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn sowie Li, Na, K, Rb, Cs in 7.4). Die Zunahme der Kernladung wird weitgehend von der Abschirmung durch die inneren Elektronen kompensiert. Die Atomgrösse nimmt zu, das zu entfernende Elektron entstammt von Element zu Element einer zunehmend weiter aussenliegenden Schale. Das Entfernen eines Elektrons wird zunehmend leichter.Edelgase (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), denen die Elektronenkonfiguration ns2 np6 für die Aussenschale zukommt (ausgenommen He mit der Konfiguration 1s$^{2}$).Die Elemente Be, Mg, Zn, Cd und Hg, bei denen die s-Unterschale der Aussenschale und, soweit vorhanden, die d-Unterschalen von inneren Schalen vollständig besetzt sind. Die Elemente N, P, As und (weniger ausgeprägt) Sb, bei denen die p-Unterschale der Aussenschale halbbesetzt ist. Die erste Schale ist die kleinste, die zweite Schale grösser, dritte etc.
\paragraph{7.3 Elektronenaffinitäten}
Die Energie, die bei der Aufnahme eines Elektrons durch ein Atom im Gaszustand umgesetzt wird, ist die erste Elektronenaffinität. Wegen der Aufnahme eines Elektrons entsteht dabei ein negativ geladenes Ion. In vielen Fällen wird bei der Elektronenaufnahme Energie freigesetzt. In manchen Fällen ist jedoch die Zufuhr von Energie notwendig; Neon-Atome nehmen zum Beispiel nur bei Energiezufuhr Elektronen auf. Wenn sich ein Elektron einem Atom nähert, so wird es vom Atomkern angezogen, aber von den Elektronen des Atoms abgestoßen. Je nachdem, ob die Anziehung oder die Abstoßung überwiegt, wird Energie freigesetzt oder benötigt, um ein negativ geladenes Ion zu bilden. Ein kleines Atom sollte eine größere Tendenz zur Elektronenaufnahme haben als ein großes Atom. Das zusätzliche Elektron ist in einem kleinen Atom im Mittel dem Atomkern näher. Entsprechend der Abnahme der Atomradien innerhalb einer Periode von links nach rechts erwarten wir somit immer negativere Werte für die Elektronenaffinitäten. Diese Tendenz wird im Großen und Ganzen beobachtet. Es gibt jedoch Ausnahmen. In der 2. Periode finden wir zum Beispiel beim Beryllium. Es gibt jedoch Ausnahmen. In der 2. Periode finden wir zum Beispiel beim Beryllium (vollbesetzte 2s-Unterschale), Stickstoff (halbbesetzte 2p- Unterschale) und Neon (alle Unterschalen vollbesetzt) Werte, die aus der Reihe fallen. Diese Elemente verfügen über relativ stabile Elektronenkon- figurationen und nehmen nicht so leicht Elektronen auf.
\paragraph{7.4 Die Ionenbindung}
Nur die Elektronen der Außenschale sind bei Hauptgruppenelementen an chemischen Reaktionen beteiligt.
Bei der Reaktion eines Natrium-Atoms mit einem Chlor-Atom gibt das Natrium-Atom sein Valenzelektron ab, das Chlor-Atom nimmt es auf:
