Grundwissen Chemie FOS Sozialzweig 11. Jahrgangsstufe Dieses Grundwissen müssen alle Schüler/innen ab dem Zeitpunkt der Erarbeitung im Unterricht für den Rest ihrer Schulzeit beherrschen. Das beinhaltet sowohl das theoretische Wissen als auch die

Anwendung auf konkrete Fälle.

Grundlagen:

Avogadro-Konstante NA = 6,022 * 1023 [mol-1]

Anzahl der Teilchen in einem Mol eines Stoffes

Chemie Chemie ist die Lehre von Stoffen, ihren Eigenschaften und ihren Veränderungen

chemischer Vorgang Stoffänderung unter Energiebeteiligung

Mol n [mol] ist die Stoffmenge die angibt, wie oft in einer Stoffportion 6,022*1023 Teilchen enthalten sind

molare Masse M [g/mol] ist die Masse von 1 mol Teilchen

molares Volumen Vm = 22,4 [l

mol ]

1 mol Gasteilchen entspricht 22,4 l bei

Standardbedingungen (1013 hPa, 273 K ≙ 0° C)

physikalischer Vorgang Zustandsänderung unter Energiebeteiligung

Atomaufbau und Periodensystem der Elemente (PSE) Das PSE: Übersicht über die Hauptgruppen.

Periode Gruppe

I II III IV V VI VII VIII

1 H He

2 Li Be B C N O F Ne

3 Na Mg Al Si P S Cl Ar

4 K Ca Ga Ge As Se Br Kr

5 Rb Sr In Sn Sb Te I Xe

6 Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn

7 Fr Ra

= Metalle (auch alle Nebengruppenelemente) = Halbmetalle = Nichtmetalle = Edelgase

Anionen negativ geladene Ionen; entstehen durch Elektronenaufnahme aus Nichtmetallatomen oder Nichtmetallverbindungen

atomare Masseneinheit u 1 „u“ entspricht 1/12 der Masse eines 12C-Atoms

Atomaufbau Atome bestehen aus Atomkern und Atomhülle

Atomhülle Elektronen bewegen sich in verschiedenen Schalen (Energieniveaus) entsprechend der Perioden

Atomkern besteht aus Protonen und Neutronen

Aufbau des PSE Elemente sind nach steigender Protonenzahl geordnet; die Gruppen geben die Anzahl der Valenzelektronen, die Perioden die Anzahl der Schalen an

Elektronegativität EN ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms, in einer Elektronenpaarbindung das bindende Elektronenpaar an sich zu ziehen.

Elektronenaffinität EA ein Maß, wie stark ein zusätzliches Elektron von einem Atom gebunden werden kann

Elektronenkonfiguration beschreibt die Anordnung der Elektronen in der Atomhülle und die Verteilung auf die einzelnen Schalen;

eine Schale kann maximal 2n2 Elektronen aufnehmen

(n: Nummer der Periode; ≙ Hauptquantenzahl)

Element Atome mit gleicher Protonenzahl

Elementarteilchen Symbol Ladung Masse Ort

Protonen p+ +1 1 u Kern

Neutronen n 0 1 u Kern

Elektronen e- -1 0 u Hülle

Elementschreibweise im PSE lementsym ol nzahl der Protonen im tomkern Ordnungszahl

atomare Masse in u ahl Protonen Neutronen 12

Gruppe Spalten des PSE, geben die Zahl der Valenzelektronen an

wichtige Hauptgruppennamen:

I: Alkalimetalle II: Erdalkalimetalle

VII: Halogene VIII: Edelgase

Isotope Atome eines Elements mit unterschiedlicher Neutronenzahl

Ionisierungsenergie IE Energie, die zur Abtrennung eines Elektrons aus einem Atom benötigt wird

Kationen positiv geladene Ionen; entstehen durch Elektronenabgabe meist aus Metallatomen

Oktettregel In einem stabilen Molekül muss jedes Atom von 8 Valenzelektronen (4 Elektronenpaaren) umgeben sein, nur das Wasserstoffatom hat 2 Elektronen (1 Elektronenpaar).

entspricht der Edelgaskonfiguration

Periode gibt die äußerste besetzte Schale, also die Valenzschale an

Valenzelektron Elektron auf der äußersten besetzen Schale

Chemische Reaktion

ktivierungsenergie Δ A zur Auslösung einer chemischen Reaktion erforderliche Energie; sie wird im Verlauf der Reaktion wieder frei

Analyse Zerlegung einer Verbindung

chemische Reaktion Umgruppierung von Teilchen bei Erhaltung der Masse

endotherme Reaktion Reaktion, bei der Energie aufgenommen wird

Energie (Produkte) > Energie (Edukte), also gilt

HRkt > 0 kJ/mol

E

Reaktionsverlauf

spontane endotherme Reaktion

Eduktestabil

Produkteinstabil

Reaktionsenergie

RktΔH

E

Reaktionsverlauf

aktivierte endotherme Reaktion

Eduktestabil

Übergangszustandinstabil

Produktemetastabil

AktivierungsenergieEAΔ

ReaktionsenergieHRktΔ

exotherme Reaktion Reaktion, bei der Energie abgegeben wird

Energie (Produkte) < Energie (Edukte), also gilt

HRkt < 0 kJ/mol

E

Reaktionsverlauf

spontane exotherme Reaktion

Edukteinstabil

Produktestabil

ReaktionsenergieHRktΔ

E

Reaktionsverlauf

aktivierte exotherme Reaktion

Eduktemetastabil

Übergangszustandinstabil

Produktestabil

AktivierungsenergieEAΔ

ReaktionsenergieHRktΔ

instabiler Zustand das System beinhaltet so viel Energie, dass es spontan zur Reaktion unter Energieabgabe kommt

Katalysator beschleunigt eine Reaktion durch Herabsetzung der Aktivierungsenergie; liegt nach der Reaktion wieder unverändert vor

Lösungsenergie Summe aus Gitterenergie und Hydratisierungsenergie; wird beim Lösen eines Stoffes in Wasser benötigt oder freigesetzt

metastabiler Zustand scheinbar stabiler Zustand (keine spontane Reaktion) eines Systems mit höherer Energie

Reaktionsenergie Energieunterschied zwischen Edukten und Produkten

stabiler Zustand System mit geringstmöglicher Energie

Synthese Aufbau einer Verbindung

Umsetzung Kombination aus Analyse und Synthese

Chemische Bindung

Bindungsarten zwischenmolekulare Kräfte

s. Übersicht Bindungsarten und zwischenmolekulare Kräfte

Bindigkeit Anzahl der Elektronenpaarbindungen eines Atoms im Molekül

Dipol Dipole entstehen, wenn sich die Teilladungen eines Moleküls nicht

ausgleichen, d.h. die Ladungsschwerpunkte () liegen an unterschiedlichen Stellen

Molekülformel (Summenformel)

gibt die Art und die genaue Anzahl der Atome an, die in einem Molekül gebunden sind

Strukturformeln gibt die Molekülgeometrie wieder

Molekültyp ZB ZB2

ZB2E1

ZB2E2

ZB3

ZB3E1

ZB4

Molekültyp ZB ZB2

ZB2E1

ZB2E2

ZB3

ZB3E1

ZB4

Molekültyp ZB ZB2

ZB2E1

ZB2E2

ZB3

ZB3E1

ZB4

Z = Zentralatom B = Bindungspartner E = freie(s) Elektronenpaar(e) an Z

Teilladung = Partialladung

in einer polaren Atombindung entsteht durch die Verschiebung der Bindungselektronen zum elektronegativeren Partner eine Ladungsverschie ung, es entstehen positive (δ+) und negative (δ-) Teilladungen

Verhältnisformel gibt das Zahlenverhältnis der Kationen und Anionen in einem Salz wieder

Säuren und Basen (Protonenübergänge)

Ampholyt Stoff, der je nach Reaktionspartner sowohl als Säure als auch als Base reagieren kann

Äquivalenzpunkt Punkt einer Titration, an dem die Stoffmenge an zugegebener Base (Säure) exakt der Stoffmenge an unbekannter Säure (Base) entspricht; der pH-Wert kann, muss aber nicht 7,00 sein

Base = Protonenakzeptor (nach Brönsted); Stoffe die Protonen von anderen Stoffen aufnehmen.

basische Lösung wässrige Lösung, die Hydroxidionen (OH-) enthält.

Herstellung von Basen allgemeine Reaktionsgleichungen:

unedles Metall + Wasser Lauge + Wasserstoff

Metalloxid + Wasser Lauge

Herstellung von Säuren allgemeine Reaktionsgleichungen:

Nichtmetall + Wasserstoff Säure

Nichtmetalloxid + Wasser Säure

(Nichtmetall + Wasser Säure + weitere Produkte)

Indikator Stoff, der durch seine Farbe anzeigt, in welchem pH-Wert-Bereich sich eine Lösung befindet. Beispiele:

korrespondierendes Säure-Base-Paar

Säure reagiert durch Protonenabgabe zu ihrer korrespondierenden Base, die wieder ein Proton aufnehmen kann und umgekehrt

Neutralisation Säure und Base in entsprechenden Stoffmengen reagieren zu Salz (und Wasser); der pH-Wert liegt am Ende bei 7,00

pH-Wert negativer dekadischer Logarithmus des Zahlenwertes der Oxoniumionen-Konzentration:

pH = -lg(c(H3O+))

0,00 ≤ pH < 7,00 : sauer

pH = 7,00 : neutral

7,00 < pH ≤ 14,00 : asisch = alkalisch

Protolyse Reaktion unter Protonenübertragung

Puffer Lösungen schwacher Brönstedtsäuren (oder –basen) und ihrer Salze; halten den pH-Wert in Grenzen stabil

Säure = Protonendonator (nach Brönsted); Stoffe die Protonen abgeben und dabei auf andere Stoffe übertragen

saure Lösung wässrige Lösung, die Oxoniumionen (H3O+) enthält.

Titration zu einer Säure (Base) unbekannter Konzentration wird Base (Säure) bekannter Konzentration gegeben, um die unbekannte Konzentration zu bestimmen

Redoxreaktionen (Elektronenübergänge)

Oxidation Abgabe von Elektronen

Oxidationsmittel Stoffe die Elektronen aufnehmen, sie werden dabei selbst reduziert

Oxidationszahl theoretische Ladungszahl die ein Atom in einer Verbindung hätte, wenn diese aus Ionen aufgebaut wäre

Redoxreaktion Reaktion unter Elektronenübertragung

Reduktion Aufnahme von Elektronen

Reduktionsmittel Stoffe die Elektronen abgeben, sie werden dabei selbst oxidiert

Wichtige Stoffe und ihre Formeln

Die folgenden Stoffe sind mit Name und Formel zu beherrschen:

Elemente:

Die Elemente H, N, O und HGr VII kommen elementar immer als zweiatomige Moleküle vor: H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2 .

Säuren und zugehörige Ionen:

HClaq Salzsäure Cl– Chlorid

H2SO4 Schwefelsäure SO42– Sulfat

HNO3 Salpetersäure NO3– Nitrat

H3PO4 Phosphorsäure PO43– Phosphat

H2CO3 Kohlensäure CO32– Carbonat

H3CCOOH Essigsäure H3CCOO- (Abk. Ac-)

Acetat

in allen wässrigen Säuren: H3O+Oxonium-Ion

Basen und zugehörige Ionen:

NaOH Natronlauge Na+ Natrium-Ion

KOH Kalilauge K+ Kalium-Ion

Ca(OH)2 Kalklauge Ca2+ Calcium-Ion

NH3 Ammoniak NH4+ Ammonium-Ion

in allen wässrigen Basen = Laugen: OH– Hydroxid-Ion

Salze (Beispiele)

NaCl Natriumchlorid, Kochsalz CaSO4 Calciumsulfat, Gips

CaCO3 Calciumcarbonat, Kalk, Kreide, Marmor

NH4Cl Ammoniumchlorid, Salmiak, Riechsalz

MnO2 Mangan(IV)-oxid, Braunstein KMnO4 Kaliumpermanganat

Einteilung hierarchischer Begriffe der Stoff- und Teilchenebene

Stoff: jede beliebige Art von

Materie z.B. Sandkorn, Erde

Gemisch / Gemenge: Mischung unterschiedlich aufgebauter

Teilchen z.B. Salzwasser, Schlamm

heterogen: verschiedene Bestandteile optisch

unterscheidbar z.B. Schlamm, Granit

homogen: verschiedene Bestandteile optisch nicht

unterscheidbar z.B. Salzwasser, Glas

Reinstoff: besteht aus nur einer Art von

Teilchen z.B. Wasser, Eisen

Verbindung: besteht aus Teilchen verschiedener

Elemente z.B. Wasser, Kochsalz

Molekül: durch Atombindung verknüpfte Atome,

ungeladen z.B. Wasser, Traubenzucker

Molekülion: durch Atombindungen verknüpfte

Atome, geladen z.B. Sulfation, Ammoniumion

Salz: durch Ionenbindung verbundene Ionen z.B. Natriumchlorid, Ammoniumsulfat

Legierung: mehrere metallische Elemente in Metallbindung

gemischt z.B. Edelstahl, 925er Silber (92,5% Ag, 7,5% Cu)

Element: besteht aus Teilchen mit gleicher

Protonenzahl z.B. Sauerstoff, Schwefel

Atom: einzelnes Teilchen eines Elements,

ungeladen z.B. Natriumatom, Heliumatom

Ion: einzelnes Teilchen eines Elements,

geladen

Kation: positv geladen

z.B. Metallionen

Anion: negativ geladen

z.B. Nichtmetallionen

Isotop: Teilchen des gleichen Elements mit

unterschiedlicher Neutronenzahl

physikalische Trennung

chemische Trennung

Te

ilche

n:

kle

inste

Ein

he

it d

er

jew

eili

ge

n

Eb

ene

, z

.B.

ein

Wasse

rmo

lekü

l, e

in

Natriumatom, ein Sulfidion, …

Bindende Kräfte

Bindende Kräfte zwischen

Ionen / Metallen Bindende Kräfte innerhalb von Molekülen Bindende Kräfte zwischen Molekülen

(nur auf kurze Entfernungen wirksam !)

Ionenbindung Metallbindung Elektronenpaarbindung / Atombindung

unpolar polar

van-der-Waals-Kräfte Dipol-Dipol-

Wechselwirkungen

Wasserstoff-Brücken

EN sehr hoch (≥1,7)

Elektronenübergang zu

100 %

Metall(Me)- und

Nichtmetall(X)-Ion

EN klein

Nur Metallatome

EN = 0

Nur Nichtmetallatome

0 < EN <1,7

Tendenz zur

Elektronenaufnahme beim

elektronegativeren Partner

sehr hoch

alle Moleküle, v.a. bei

unpolaren Molekülen

bedeutsam

(mit unpolaren

Elektronenpaarbindungen

oder symmetrischem

Molekülbau); bindende

Elektronenpaare leicht

verschiebbar

polare Moleküle, also

Dipole

(mit polaren

Elektronenpaarbindungen;

Ladungsschwerpunkte von

+ und

- dürfen nicht

zusammenfallen)

Moleküle mit kleinen

Zentralatomen mit hoher

Elektronegativität (N, O,

F), freien

Elektronenpaaren und

gebundenen

Wasserstoffatomen

Zusammenhalt durch

Anziehung zwischen

entgegengesetzten

Ladungen: positiv

geladene Kationen und

negativ geladene Anionen;

Kräfte wirken in alle

Richtungen des Raums

Zusammenhalt durch

Anziehung zwischen den

positiv geladenen

Atomrümpfen und den

abgelösten

Valenzelektronen

(Elektronengas); Kräfte

wirken in alle Richtungen

des Raums

Zusammenhalt durch den

gemeinsamen Besitz

bindender

Elektronenpaare; die

Bindungspartner teilen sich

die Elektronen gleichmäßig

(keiner hat ein

Übergewicht)

Zusammenhalt durch den

gemeinsamen Besitz

bindender

Elektronenpaare; diese

müssen dem jeweils

elektronegativeren Partner

vermehrt zugeordnet

werden ( Teilladungen +

und -)

Relativ schwacher

Zusammenhalt durch

Anziehung zwischen den

positiven und negativen

Teilladungen benachbarter

Moleküle (spontane Dipole

machen aus ihren

Nachbarn induzierte

Dipole)

Etwas kräftigerer

Zusammenhalt durch

Anziehung zwischen den

positiven und negativen

Teilladungen benachbarter

Moleküle (hier permanente

Dipole)

Das durch das

elektronegative

Zentralatom leicht positive

H-Atom (EN min. 0,8)

nimmt mit dem freien

Elektronenpaar (EN min.

0,8) eines

Nachbarmoleküls

Verbindung auf

Feststoff: Ionengitter,

Stoff: Salz

Formel: Verhältnisformel

Zusammenhalt sehr fest,

Smp und Sdp sehr hoch

Spröde, große Härte, meist

wasserlöslich, elektrische

Nichtleiter als Feststoffe,

Schmelzen leiten Strom

Feststoff: Metallgitter,

Stoff: Metall

Formel: bei Legierungen

Angabe von

Massenanteilen

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

Zusammenhalt ziemlich

fest (abhängig von der

geometrischen

Anordnung), aber plastisch

verformbar, elektrische

und Wärmeleitfähigkeit,

metallischer Glanz

Anorganik: meist kleine

Einzelmoleküle wie H2,

O2, I2, P4, S8

Organik: auch große

Moleküle

Formel: Summenformel

O O

N N

Cl Cl

Ausnahme: C

Anorganik: meist kleine

Einzelmoleküle wie HCl,

NH3, H2O usw.

Organik: auch große

Moleküle

Formel: Summenformel

H Cl

Ausnahme: SiO2

Achtung: polare Bindung

≠ polares Molekül!

Dazu muss die

Raumstruktur beachtet

werden

Feststoff:

Molekülgitter

Zusammenhalt sehr locker,

Smp und Sdp ziemlich

niedrig. Steigen mit der

Molekülmasse und –größe.

Feststoff:

Molekülgitter

Zusammenhalt ziemlich

locker, Smp und Sdp

ziemlich niedrig. Steigen

mit der Molekülmasse und

–größe.

Feststoff:

Molekülgitter

X H

Y

Bildung größerer

Molekülkomplexe !

In Feststoffen und

Flüssigkeiten relativ locker

(fester als bei Dipolen)

Ablaufschema zur Bestimmung von Bindungsart und zwischenmolekularen Kräften

Nur zur Information:

Bindung EPB, einfach EPB, doppelt EPB, dreifach Metallbindung Ionenbindung

Stärke (kJ/mol)

140 - 600 500 - 800 800 - 1000 100 - 400 300 – 3900

zmK van-der-Waals-Kräfte Dipol-Dipol-

Wechselwirkungen Wasserstoffbrücken

Stärke (kJ/mol)

0,05 - 2 1 - 5 20 - 40

Aufstellen der Summenformel, N zu jedem lement schrei en, feststellen der Δ N-Werte

(mehr als 2 lemente: alle Δ N-Werte auf das Element mit der geringsten EN beziehen, einzeln angeben)

Nur Metalle: Metallbindung, Metallgitter

Δ N = 0 unpolare Elektronenpaarbindung, van-der-Waals-Kräfte

Δ N ≥ 1,7 Ionenbindung, Ionengitter

0 < Δ N < 1,7 polare Elektronenpaarbindung, zmK ermitteln:

Strukturformel aufstellen, Partialladungen einzeichnen,

Ladungsschwerpunkte ermitteln

kein Dipol: van-der-Waals-Kräfte

Dipol: Dipol-Dipol-Wechselwirkungen

Δ N ≥ 0,8, H- tome δ +, freie(s) lektronenpaar(e) an tom mit δ -: Wasserstoffbrücken

Erstellen von Redoxgleichungen:

1. vorläufige Gleichung, Einzelionen

2. OZ, Ox, Red bestimmen

Teilgleichungen a. Ox / Red aufstellen

b. Stoffausgleich Grundstoffe

c. lektronenü ergang aus ΔO

d. Ladungsausgleich: H3O+ bzw. OH–

e. Stoffausgleich: H2O

3. Elektronenausgleich, Redoxgleichung,

kürzen, (Begleitionen hinzufügen,) überprüfen!

Beispiel: Kaliumdichromat (K2Cr2O7) reagiert mit Salzsäure zu Chlorgas, Chrom(III)-chlorid und Kaliumchlorid.

K2Cr2O7 + HCl - - - > Cl2 + CrCl3 + KCl entspricht 2 K+ + Cr2O7

2– + HCl - - - > Cl2 + Cr

3+ + K

+ + Cl

–

+I +VI –II +I –I 0 +III +I -I 2 K

+ + Cr2O7

2– + HCl - - - > Cl2 + Cr

3+ + K

+ + Cl

–

Ox: HCl Cl2

Red: Cr2O72–

Cr3+

Ox: 2 HCl Cl2

Red: Cr2O72–

2 Cr3+

Ox: 2 HCl Cl2 + 2 e–

Red: Cr2O72–

+ 6 e–

2 Cr3+

Salzsäure: H3O+

Ox: 2 HCl Cl2 + 2 e– + 2 H3O

+

Red: Cr2O72–

+ 6e– + 14 H3O

+ 2 Cr

3+

Ox: 2 HCl + 2 H2O Cl2 + 2 e– + 2 H3O

+

Red: Cr2O72–

+ 6e– + 14 H3O

+ 2 Cr

3+ + 21 H2O

Ox: 2 HCl + 2 H2O Cl2 + 2 e– + 2 H3O

+ | 3

Red: Cr2O72–

+ 6e– + 14 H3O

+ 2 Cr

3+ + 21 H2O

Redox: 6 HCl + 6 H2O + Cr2O72–

+ 6 e– + 14 H3O

+ 3 Cl2 + 6 e

– + 6 H3O

+ + 2 Cr

3+ + 21 H2O

6 HCl + Cr2O72–

+ 8 H3O+ 3 Cl2 + 2 Cr

3+ + 15 H2O

+e–: Red

–e–: Ox

Stoffnamen, Formeln und Reaktionsgleichungen

Bezeichnungen:

Symbol: Abkürzung des Elementnamens = 1 Atom des Elements.

Index: Tiefgestellte Zahl hinter einem Symbol = Anzahl der Atome des Elements im Molekül oder Verhältnis der Ionen im Salz. (Index 1 weglassen!)

Koeffizient: Zahl vor der Formel = Anzahl freier Atome oder Moleküle. (Koeff. 1 weglassen!)

Beispiel: 3H2+ N2 2NH3

Formel

Wertigkeit:

Definition: gibt an, wie viele Bindungen das Teilchen eingeht. Wird mit römischer Ziffer für 1

Atom über das Elementsymbol geschrieben.

Ermittlung der Wertigkeit aus dem PSE: Die Elemente der Gruppe VIII (Edelgase) können außer Betracht bleiben, da sie praktische keinerlei chemische Reaktionen eingehen. Die Gruppennummern I - IV können direkt als Wertigkeiten übernommen werden. Bei den Gruppen V - VII ist i.d.R. die Zahl als Wertigkeit zu nehmen, welche die Gruppennummer zu VIII ergänzt .

In Grenzfällen behält derjenige Partner in der Verbindung, der näher zur linken unteren Ecke im PSE steht, seine Gruppennummer als Wertigkeit, während derjenige, der näher zur rechten oberen Ecke liegt, seine Wertigkeit durch Ergänzen zu VIII bekommt.

Die Wertigkeit eines Ions ist gleich seiner Ladungszahl.

Aufstellen einer Formel mit Hilfe der Wertigkeit

Da die Wertigkeit nur für 1 Atom gilt, muss die Anzahl der Atome eines Elements in der Verbindung berücksichtigt werden: Verbindung AxBy Wertigkeit(A) x = Wertigkeit(B) y !

Regeln zum Aufstellen einer Formel: 1. Symbole der Elemente aufstellen z.B. Al O 2. Feststellen der Wertigkeiten III II 3. Errechnen des kgV der Wertigkeiten kgV(III ; II) = 6 4. kgV geteilt durch Wertigkeit ergibt Index 6 : III = 2 6 : II = 3 5. Aufstellen der Formel Al2O3

Tritt ein Molekülion mehrfach auf, wird es in Klammern gesetzt und die Anzahl mit einem Index angegeben: (NH4)2SO4 ; Al2(SO4)3

In der Formel wird immer das Element vorangestellt, das die geringere Elektronegativität hat. Ebenso im Molekülnamen.

Benennung (Nomenklatur) eines Stoffes:

Existiert ein Metall mit verschiedenen Wertigkeiten, wird die Wertigkeit als römische Ziffer hinter die Metallbezeichnung gesetzt. Nur eine Wertigkeit haben die Alkali-(I) und Erdalkalimetalle (II) sowie B(III) und Al(III). Nichtmetalle bekommen je nach ihrem Auftreten in der Verbindung verschiedene Endungen: -id: nur ein Nichtmetall beteiligt oder folgende Fälle: OH- (Hydroxidion), N3

- (Azidion), CN- ( yanidion),… -andere Bezeichnungen: Systematik der Anionen sauerstoffhaltiger Säuren:

Name der Säure Name des Anions Perelementsäure per…at Die Perelementsäure hat ein Sauerstoffatom mehr als die Elementsäure und damit meistens eine O-O Verbindung.

HClO4 Perchlorsäure ClO4– Perchlorat-Ion

Elementsäure …at Nichtmetall mit höchstmöglicher Wertigkeit, meist Sauerstoffverbindungen:

H2SO4 Schwefelsäure SO42– Sulfat-Ion

HNO3 Salpetersäure NO3– Nitrat-Ion

H3PO4 Phosphorsäure PO43– Phosphat-Ion

H2CO3 Kohlensäure CO32– Carbonat-Ion

Ausnahme: XO3- (Halogenat)

HClO3 Chlorsäure ClO3– Chlorat-Ion

elementige Säure …it Die elementige Säure hat ein Sauerstoffatom weniger als die Elementsäure.

H2SO3 Schwefelige Säure SO32– Sulfit-Ion

unterelementige Säure Hypo…it Die unterelementige Säure hat 2 Sauerstoffatome weniger als die Elementsäure.

H2SO2 unterschwefelige Säure SO22– Hyposulfit-Ion

Stoffnamen werden aus Metall(Wertigkeit Metall)-Nichtmetall gebildet: FeO Eisen(II)-oxid, CrCl3 Chrom(III)-chlorid, Cu2O Kupfer(I)oxid, NaN3 Natriumazid, …

Besteht eine Verbindung aus mehreren Elementen der Nichtmetalle, wird deren Anzahl mit griechischen Zahlwörtern vor dem Elementnamen angegeben: (1 = mono); 2 = di; 3 = tri; 4 = tetra; 5 = penta; 6 = hexa; 7 = hepta; 8 = octa; 9 = nona; 10 = deca; 11 = undeca; 12 = dodeca; .....

CO2 Kohlenstoffdioxid, CO Kohlenstoffmonooxid, SO Schwefelmonooxid, SO2 Schwefeldioxid,

SO3 Schwefeltrioxid, …

Chemische Gleichungen

Es handelt sich nicht um eine mathematische Gleichung sondern vielmehr um ein Schema zur Angabe der eintretenden Reaktion. Die chemische Reaktionsgleichung gibt die Edukte und Produkte sowie das Zahlenverhältnis an, in dem die Atome oder Moleküle an der Reaktion beteiligt sind.

Vorgehen:

Ermittlung der Formeln nach Name, Wertigkeit usw. wie oben.

Auf beiden Seiten des Reaktionspfeils sind die gleichen Atome in gleicher Anzahl, aber verschiedener Gruppierung vorhanden. Dazu setzt man Koeffizienten ein und verwendet die einzelnen Formeln damit mehrfach. Diese müssen außer bei Redoxgleichungen durch Ausprobieren ermittelt werden. z.B.

4 Cu + O2 2 Cu2O