Zusammenfassung Definitionen Allgemeine und Anorganische Chemie, Zusammenfassungen von Anorganische Chemie

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Zusammenfassung Definitionen

Allgemeine und Anorganische Chemie

Begriff Definition

Absolute Atommasse Exakte Massenangabe eines Atoms mit Masseneinheit in g. Adhäsion Die Wechselwirkungen der Teilchen mit dem Behälter sind stärker als die der Teilchen untereinander, es bildet sich ein unterer Miniskus, die Oberfläche sinkt zur Mitte hin ab. Aggregatzustand Zustandsform, dauerhaft erkennbar; fest-flüssig-gasförmig Amorpher Feststoff Feststoffe, deren Teilchen im Nahbereich geordnet sind; im Fernbereich ist eine einheitlich klare, durchgängige Ordnungsstruktur erkennbar = haben einen Schmelzbereich (z.B. Glas) Analyse Auftrennung von Molekülen zu kleineren Molekülen/Atomen. Ziel: Neue Eigenschaften zu generieren Analyt Lösung Lösung, dessen Konzentration bestimmt werden soll. Anhydrid Eine Verbindung, die mit Wasser zu einer Säure reagiert. (SO 3 + H 2 O - > H 2 SO 4 );(CO 2 +H 2 O->H 2 CO 3 );(SiO 2 +H 2 O->H 2 SiO 2 ) Bzw. Eine Verbindung, die durch Entzug von Wasser einer Säure entsteht. Anion Negativ geladenes Ion Anisotropie Die physikalischen Eigenschaften z.B. Lichtbrechung und Leitfähigkeit, sind abhängig von der Ausrichtung des Stoffes. (Nur Kristalline Feststoffe, z.B. Eis, Diamanten) Äquivalenzpunkt einer Titrationskurve Der Punkt, an dem äquimolare Mengen an Base und Säure vorliegen. Der Wende-/ Farbumschlagspunkt der Funktion. [Säure]=[Base] Atom Kleinste Elementspezifische Einheit (Vom Griechisch Atomos = unteilbar) Atombindung

• polar
• unpolar Zwei Nichtmetalle mit einem gemeinsam genutzten e--Paar, wobei beide Partner jeweils ein ungepaartes e-^ einbringen. Ziel: Edelgaskonfiguration. Stärke : Je näher das gemeinsam genutzte e—Paar zu den Bindungsgruppen steht, desto stärker ist die Bindung. Polar : Lage des g.g. e—Paarist mehr zum elektronegativen Bindungspunkt verschoben → „Elektronegativität“; EN = >0,3-1, Unpolar : Lage des e—Paar absolut symmetrisch in der Bindungsmitte; EN = 0,1-0, Atomorbital Der Aufenthaltswahrscheinlichkeitsraum der e-^ in einem Atom Atomorbital Modell Heisenberg und Schrödinger: Ort und Geschwindigkeit eins e-^ lassen sich nicht gleichzeitig exakt bestimmen. Angabe einer räumlichen Aufenthaltswahrscheinlichkeit ist möglich → Orbital Prüfung: Aufenthaltswahrscheinlichkeitsraum. e-^ werden mit 4 Quantenzahlen beschrieben, so lässt sich jedes e- eindeutig, unmissverständlich & präzise beschreiben (Haupt-, Neben-, Magnet-, Spinquantenzahl) Autoprolyse des Wassers H 2 O+H 2 O <-> H 3 O++OH-^ → Die Eigendissoziation des Wassers. Atomradius PSE: nimmt von links nach rechts ab & von oben nach unten zu.

Elektronenaffinität Energiegröße, die beschreibt, wie stark die Bereitschaft eines Atoms ist, ein Elektron aufzunehmen. (PSE: Höher je mehr nach rechts) Elektronegativitätsdifferenz ΔEN Elektronenkonfiguration Beschreibt die Anordnung der Elektronen in einem Atom oder Molekül

1. Energieprinzip (von unten nach oben befüllen)
2. Hund’sche Regel (jedes Orbital zunächst einfach befüllen)
3. Pauliprinzip (2 e-^ sind niemals gleich, sie müssen sich immer um mind. eine Quantenzahl unterscheiden) Elektronenpaarbindung Die beteiligten Atome bringen ungepaarte Elektronen ein, die gemeinsam genutzt werden um Edelgaskonfiguration zu erreichen. NM + NM (Bsp.: H 2 O) Elektropositive Elemente Geben e-^ ab, pos. Oxidationszahl Elektronegative Elemente Nehmen e-^ auf, neg. Oxidationszahl Emulsion Trübe flüssige Lösung aus 2 oder mehr Stoffen, die nicht mischbar sind, jedoch fein verteilt sind, sodass sie optisch nicht unterscheidbar sind. Es bestehen 2 Siedepunkte. (z.B. Milch, Mayonnaise) Endotherme Reaktion Eine Reaktion, bei der Energie benötigt wird (meist in Form von Wärme) Energieband Zusammenfassung der Energieniveaus der Molekülorbitale. Energieprinzip Die freien Orbitale werden in energetische Reihenfolge aufgefüllt, d.h. erst die Orbitale mit dem niedrigsten Energieniveau Enthalpie Gesamtwärme/ Energieinhalt eines Stoffes. Nimmt von fest zu gasförmig zu, weil mehr Wärme enthalten ist. ● Energie der e- ● Bindungsenergie ● Gitterenergie (Metallatome / Ione / Moleküle...) ● Rotationsenergie/ Schwingungsenergie Entropie Die Energie der Phasenänderung. Ein Maß für die Unordnung eines Systems. Nimmt von fest zu gasförmig zu, weil mehr Energie benötigt wird um flüssig - > gasförmig als fest - > flüssig. Exotherme Reaktion Eine Reaktion, bei der Energie, meistens in Form von Wärme, freigesetzt wird. Fernordnung Ordnung, die im großen Maßstab einheitlich erkennbar ist. In Feststoffen. Gasdruck Der Druck, der durch die bewegten Teilchen des Gases auf die Außenwand des Behälters ausgeübt wird. Gitterenergie Die Energie, die aufgewendet werden muss, um die Ionen im Ionenkristall auseinander zu ziehen und umgekehrt die Energie, die freigesetzt wird, wenn sich die Ionen zu einem Ionenkristall zusammentun. Abhängig von der Ladungsdichte der Ionen. Gleichgewichtskonstante K Gibt Auskunft über die Verteilung zwischen C(Produkten) und C(Edukten). Steht im Gleichgewicht zu dem Produkt der Konzentration der entstehenden Stoffe in mol/l dividiert durch das Produkt der Konzentration der Ausgangsstoffe in mol/l

Gleichgewichtsreaktion Reaktion, bei der Hin- und Rückreaktion existieren. Gleichgewicht ist erreicht, wenn sich Hin- und Rückreaktion ausgleichen, dabei stellt sich eine feste Konzentration an Edukt und Produkt ein Halbleiter Das Valenzband wird vom Leitungsband durch eine relativ kleine Energielücke/Bandlücke getrennt, sodass Elektronen nur durch Energiezufuhr vom Valenzband in das Leitungsband gelangen. Bei Normalbedingungen hat der Stoff eine sehr geringe Leitfähigkeit, bei zunehmender Temperatur steigt die Leitfähigkeit. (z.B.: Ge, Si, B…) Halbzelle Metallelektrode in einer artgleichen Metallsalzlösung Hauptquantenzahl (n) Gibt das Hauptenergieniveau eines Elektrons an. (n=1,2,3… = Periodenzahl) Heterogener Stoff Mehrphasiger Stoff, der mit bloßem Auge verschiedenartig aussieht. (Lösung mit Niederschlag, Öl in Wasser…). Besitzt stoffspezifischen Eigenschaften der beteiligten Stoffkomponenten. → Stoffe sind klar voneinander zu differenzieren → Es müssen nicht zwangsläufig verschiedene Aggregatzustände vorliegen Homogener Stoff Einphasiger Stoff, der mit bloßem Auge einheitlich aussieht (reine Stoffe, Lösungen…) Hund’sche Regel Energiegleiche Atomorbitale werden zunächst einzeln mit Elektronen mit gleichem Spin belegt, bevor sie mit Elektronen mit entgegengesetztem Spin belegt werden. Hybridisierung Mischen bzw. energiegleich machen von Atomorbitalen, sodass Hybridatomorbitale entstehen Hydrolysereaktion Salz wird in Wasser aufgelöst Ideales Gas Ein Gas bestehend aus einzelnen Molekülen oder Edelgasen, die keine Wechselwirkungen zeigen, die dauernd in Bewegung sind und dessen kinetische Energie erhalten bleibt. Das Volumen der Gasteilchen ist wesentlich kleiner als das des Gases. Ion Elektrisch geladenes Atom/ Molekül Ionenbindung Die hohe Elektronegativitätsdifferenz der beteiligten Atome bewirkt, dass das Metall sein Elektron vollständig an das Nichtmetall abgibt, sodass das Metall eine positive ( Kation ) und das Nichtmetall eine negative ( Anion ) Ladung bekommt und somit Edelgaskonfiguration erreichen. Die Anione und Katione werden elektrostatisch angezogen, was zu einer Zusammenlagerung führt. (Bsp.: NaCl) Ionenladung Elektrostatische Anziehung führt zu Zusammenlagerung der Ione = Ionengitter entstehen Ionenkristalle/Salze Die Ionen (+&-) ziehen sich elektrostatisch an und formen eine Gitterstruktur, in der jedes Ion einen festen Platz hat. Ionenprodukt Das Produkt der Stoffmengenkonzentration aller gelösten Ionen.

Koordinationszahl Spezifiziert die Anzahl der an der Bindung beteiligten Liganden. Kristalliner Feststoff Nahordnung und Fernordnung ist gegeben und der Stoff hat einen einheitlichen Schmelzpunkt. (z.B. Quarz) KS Gleichgewichtskonstante einer Säurereaktion. → je größer, desto stärker die Säure Leiter Das Valenzband und das Leitungsband überschneiden sich aufgrund der metallischen Bindung, sodass Elektronen im Molekül oder Atom ohne Energiezufuhr zwischen Valenzband und Leitungsband wechseln können. Der Stoff ist ohne Energiezufuhr leitfähig ist, bei zunehmender Temperatur nimmt die Leitfähigkeit ab. (z.B. Fe, Al, Pb) Leitfähigkeit Ein Stoff ist leitfähig, wenn die Elektronen frei beweglich sind. (Bei Leitern geschieht dies, wenn das Valenzband nicht voll besetzt ist (Li), oder wenn das Valenzband voll besetzt ist und eine Belegung des Leitungsbandes möglich ist (Be).) Leitungsband Das Energieband, welches eine Zusammenfassung der Energieniveaus der Molekülorbitale ist, das über dem höchsten mit Elektronen besetzten Energieband liegt, d.h. das niedrigste unbesetzte Energieband. Liganden Ist in der komplexen Chemie ein Atom/ Molekül, welches über eine koordinative Bindung ein zentrales Metall-Ion binden kann. Löslichkeitsprodukt (Lp) Beschreibt die Restlöslichkeit eines Stoffes in Lösung. (Gibt an wie viel Salz in Lösung geht, bis die Lösung gesättigt ist) Lösungen

• basisch
• sauer
• neutral Homogene, einphasige Gemische aus Lösungsmittel und gelöstem Stoff, wobei das Lösungsmittel überwiegt. Basisch: pH:> Sauer: pH:< Neutral: pH: 7 Magnetquantenzahl (m) Bestimmt den Entartungsgrad des Atomorbitals (AO), d.h. Die unter- schiedliche räumliche Ausrichtung energiegleicher Atomorbitale im Raum. Formel: m = 2l + 1 (-1,0,1) Massenwirkungsgesetz (MWG) Das Produkt der Konzentration der entstehenden Stoffe (mol/l) dividiert durch das Produkt der Konzentration der Ausgangsstoffe (mol/l) ist im Gleichgewichtszustand gleich oder konstant K. ([Cc][Dd]) / ([Aa][Bb]) =K (rel.) Massenzahl Ist die Summe von Protonen(z) und Neutronen (n) eines Atoms. Mehrphasig Mehrere Aggregatszustände. Metall Leitungsband gefüllt, elektrisch leitend. Metallische Bindung Eine Bindung zwischen Metallen, bei der jedes Atom seine wenigen Elektronen abgibt und somit Elektronengas und Metallrümpfe/-katione entstehen, ohne dass die Edelgaskonfiguration erreicht wird. Die Metallrümpfe haben feste Gitterplätze und werden vom Elektronengas umspült. (Bsp.: CuZn) Stärke: Je größer die Anzahl der Valenz-e-, die in das Elektronengas abgegeben werden, desto stärker ist die Bindung

Metallischer Charakter Die Bereitschaft, Elektronen abzugeben; PSE: nimmt von links nach rechts ab & von oben nach unten zu. ● Elemente mit lockergebundenen, leicht abgebbaren Valenz — e- ● Gute elektrische Leitfähigkeit/thermische Leitfähigkeit im festen Zustand ● glänzende Eigenschaften ● Plastisch verformbar Mischelement Ein Element, von dem es Isotope gibt, d.h. eine unterschiedliche Anzahl Protonen als Neutronen hat. Molalität mol/Kg (Mol/1000g) Molarität Anzahl Mole (= Anzahl Teilchen/ Stoffmenge) eines gelösten Stoffes in 1l Lösung (mol/l); Volumenspezifische Konzentration in mol/ L Molekül Verknüpfung mehrerer gleichartiger oder verschiedener Atome Molekül-Orbital-Theorie Die Atomorbitale der an der Bindung beteiligten Elektronen verschmelzen zu einem neuen Molekülorbital, welches eine neue Raumstruktur hat. Da die Energiedifferenz der Molekülorbitale in einer metallischen Bindung sehr gering ist, und somit die Energieniveaus kaum unterscheidbar sind, werden sie zu Energiebändern zusammengefasst. Der Aufenthaltswahrscheinlichkeitsraum des gemeinsam geteilten e—Paar in einem Molekül. Molmasse/ Molare Masse Gibt das Tatsächliche Gewicht von 1 mol Teilchen in g an. → 1 Mol = 6,022x10^23 Teilchen Nahordnung Ordnung zum Nachbarmolekül erkennbar, bei Betracht mehrerer Moleküle jedoch nicht mehr. In Feststoffen und Flüssigkeiten. Nebenquantenzahl (l) Charakterisiert die Geometrie des AO durch Untergliederung des Hauptniveaus in nicht gleichartige Energieniveaus. (l=0 s-AO, l=1 p-AO, l= d-AO.) → l=0 bis l= n- 1 Neutralisationsreaktion Reaktion, bei der eine Base und eine Säure zu einem Salz und Wasser reagieren. (Energie meist in Form von Wärme entstehend). Neutralisationstitration Dient der Konzentrationsbestimmung einer Säure mit einer definierten Menge einer bekannt konzentrierten Base, stöchiometrische korrekte chemische Reaktionsgleichung muss bekannt sein. Neutralpunkt einer Titrationskurve Der Punkt, an dem die OH-^ Konzentration gleich der H 3 O+^ Konzentration ist. Daraus resultiert pH=7. Neutron Neutrale Ladung, Lage im Kern. NOF-Regel Wasserstoffbrückenbindungen treten im Allgemeinen im Zusammenhang mit Stickstoff, Sauerstoff & Fluor auf. Bedingung: freies Elektronenpaar Normalität Anzahl Gramäquivalente an H+^ einer Säure/ Base pro Liter Lösung (Brønsted); (g/ mol H+) einer Säure/ Base bezogen auf 1000ml Lösung)

Puffersystem Stoffliches System, was in der Lage ist merkliche Mengen an H+^ aufzu- nehmen und abzugeben ohne wesentliche pH-Wert-Änderung. Meistens bestehend aus schwacher Säure mit starker korrespondierender Base. Quantenzahl Anwendung der 4 Quantenzahlen ermöglicht eindeutig klare unmiss- verständliche Beschreibung von Elektronen als individuelles Teilchen. Radikal Atom/ Molekül mit einem ungepaarten Elektron, wodurch es besonders reaktiv ist. Reagenzlösung Lösung, die bei einer Titration hinzugefügt wird. Die Konzentration ist bekannt. Reaktionsgleichung chem. Formelmäßiges Darstellen der Elementsymbole für das Zusammenfügen (Synthetisieren)/ Zerfallen (Analysieren) der Teilchen. Red-Ox-Reaktion Eine Reaktion, bei der Elektronen übertragen werden Reduktion Reaktion unter Elektronenaufnahme. Reduktionsmittel Reduziert andere Stoffe, wird selbst oxidiert. (Größeres Bestreben e-^ abzugeben) Reinelement Ein Element, von dem nur ein Isotop besteht, d.h. die gleiche Anzahl Protonen wie Neutronen hat. Relative Atommasse Eine dimensionslose Zahl, die die Masse eines Atoms im Vergleich zur Bezugsmasse 1u (der atomaren Masseneinheit) beschreibt. u = 1,661x10-^24 g (Für Doofe: Eine dimensionslose Zahl, die angibt, um wie viel Mal schwerer ein Atom ist im Vergleich zur atomaren Masseneinheit 1u) Resublimieren Aggregatzustandsänderung von gasförmig zu fest. Rutherford Experiment (= Streuversuch) Ein Gold (Au) Folie wurde von Alpha Teilchen, also reine positive und neutrale Teilchen, bestrahlt. Alpha Teilchen gehen wie erwartet durch die Folie ABER manche werden reflektiert. Salze

• basisch
• sauer
• neutral Basisch: Entstehen aus der Reaktion von starken Basen mit schwachen Säuren – reagieren in Wasser basisch/ alkalisch Sauer: Reagieren in H 2 O sauer, sind das Produkt aus starken Säuren und schwachen Basen Neutral: Entstehen, wenn starke Säuren mit starken Basen reagieren – reagieren in Wasser neutral Säure nach Arrhenius Verbindung, die in Wasser unter Abgabe von H+^ dissoziieren - > H+^ Donator Säure nach Brönsted H+-Donator Säure nach Lewis e--Paar Akzeptor Säure
• schwach
• stark
• neutral Säure + Base= Wasser und Salz Schwache Säure: Unvollständige H+ Abgabe nicht aller Moleküle Starke Säure: Leichte und vollständige Abgabe von H+ Ionen

Schmelzkurve Veränderung des Schmelzpunktes in (geringer) Abhängigkeit vom Druck. Solvatation / Hydratation S. ist das Lösen eines Feststoffes in einer Flüssigkeit/ Lösungsmittel. H. ist das Lösen eines Feststoffes in Wasser. Die S./H.-Energie muss die Gitterenergie des Feststoffes überwinden, damit dieser in Lsg. geht. Es bilden sich Solvat-/ Hydrathüllen. Spinquantenzahl (s) Unterscheidet Eigendrehimpuls eines e-^ im/gegen Uhrzeigersinn (Darstellung s=+0,5, s=-0,5 bzw. ) Standardwasserstoffelektrode E^0 =0eV. Bezugsgröße zur Spannungsmessung von spezifischen Halbzellen. Stehende Elektronenwelle Elektron bewegt sich auf einer Kreisbahn um den Atomkern ohne Energie Verlust. Je weiter ein Elektron vom Atomkern entfernt ist desto höher seine Energie Elektronen kommen nur auf speziellen Kreisbahnen um den Atomkern herum vor. Stoff/Substanz Materie, Material; unterschieden in Reinstoff/Element, Verbindung (Reinstoffaus >2 Elementen) oder Gemisch Sublimieren Aggregatzustandsänderung von fest zu gasförmig. Synthese Zusammenführung von Atomen/Moleküle zu neuen Stoffen mit neuen Eigenschaften. Teilchen Kleine, mit dem Auge kaum/nicht erkennbare Bestandteile von Stoffen. → Atome, Moleküle Titrationskurve Graphische Darstellung der Veränderung des pH-Wertes in Anhängigkeit von der Zugabe der Reagenzlösung Tripelpunkt eines Zustandsdiagrammes Der Punkt, bei dem der Druck und die Temperatur so niedrig sind, dass flüssige, gasförmige und feste Phase gleichzeitig vorkommen. Valenzband Das Energieband, welches eine Zusammenfassung der Energieniveaus der Molekülorbitale ist, das die Valenzelektronen beinhaltet. Valenz-Band-Methode Ein Modell zur Beschreibung von Elektronenpaarbindung, das davon ausgeht, dass die beteiligten Atome ihre Atomorbitale behalten und die beteiligten Elektronen von einem Atomorbital in das andere wechseln, wodurch Resonanzstrukturen resultieren Valenzelektronen Die Elektronen auf der äußersten Schale eines Atoms. Sie bestimmen die Wertigkeit und das Verhalten in chemischen Reaktionen. Vol% ml/100ml Wasserstoffbrückenbindung Elektrostatische Anziehung/Wechselwirkung zwischen positiv polarisierten H-Molekülteilen und negativ polarisierten anderen Molekülteilen, Molekülen oder Atomen. Je größer die EN, desto stärker die Bindung Polar: EN= 0,4-1, Unpolar: EN= - 0 - 0, Ionenbindung, wenn über 1,

Name Formel

1. Ammoniak (Base)^ NH 3 (stark)
2. Ammonium^ NH4+
3. Anhydrid der Kieselsäure SiO 2
4. Anhydrid der Kohlensäure^ CO 2
5. Anhydride der Schwefelsäure^ SO 3
6. Blausäure^ HCN (schwach)
7. Carbonat CO 32 -
8. Chlorid^ Cl-
9. Hydrogencarbonat^ HCO 3 -
10. Carbonat (Säure)^ CO^32 -
11. Cyanid^ CN-
12. Essigsäure^ H 3 CCOOH (schwach)
13. Dihydrogen^ H^2
14. Dihydrogenphosphat H 2 PO 4 -
15. Hydrogenphosphat^ HPO 42 -
16. Phosphat^ PO 43 -
17. Hydrogensulfat^ HSO^4 -
18. Sulfat SO 42 -
19. Natriumhydroxid^ NaOH (Natronlauge, stark)
20. Kaliumhydroxid^ KOH (Kalilauge, stark)
21. Kieselsäure (Silikat)^ H^4 SiO^4 (sehr schwach)
22. Nitrat NO 3 -
23. Nitrit^ NO 2 -
24. Hydroxid^ OH-^ (stark)
25. Oxonium (Säure) H 3 O+^ (stark)
26. Kohlensäure^ H 2 CO 3 (schwach)
27. Phosphorsäure^ H 3 PO 4 (mittel)
28. Salpetersäure^ HNO^3 (stark)
29. Salzsäure HCl (stark)
30. Schwefelsäure^ H 2 SO 4 (stark)