Chemie

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Einführung

Dieser Artikel bezieht sich vor allem auf Themen, welche im Buch Chemie für Dummies behandelt werden. Da manche Kapitel in meinen Augen mehr mit Physik zu tun haben, habe ich diese dorthin ausgelagert.

Die Chemie befasst sich mit dem Aufbau der Atome und deren Verbindung (Eigenschaften der Materie und deren Veränderungen) und natürlich mit den entsprechenden Anwendungen.

Periodensystem

Details in der Wikipedia: Periodensystem.

  • Waagrecht werden die Perioden dargestellt, welche man auch mit den Elektronenschalen gleichsetzen kann, welche sich von links nach rechts auffüllen (2, 8, 8, 18, 18, 32, 32).
  • Senkrecht sind die Gruppen/Familien mit Elementen, welche jeweils ähnliche Eigenschaften haben. Der Titel wurde früher mit der Anzahl Valenzelektronen in römischer Schreibweise gebildet. Aktuelle Tafeln nummerieren einfach von 1 bis 18 durch.
  • Aus der linken Seite befinden sich die Metalle (meist blau dargestellt). Anschliessend die Halbmetalle/Metalloide (grün) und rechts die Nichtmetalle (gelb). Der Wechsel geschieht in einer Kaskade und nicht senkrecht.
  • Die Anordnung der Elemente geschieht nach deren Ordnungs-/Kernladungszahl (Protonen), welche meist oben links dargestellt wird.
  • Links unten wird normalerweise die Massenzahl angezeigt, welche sich aus Protonen und Neutronen zusammensetzt. Da die Anzahl der Neutronen schwankt (manche Atome besitzen ein oder zwei Neutronen mehr oder weniger als der Rest -> Siehe Isotope), wird ein Durchschnitt angegeben, so dass die Masse meist keine ganze Zahl ist.
  • Elemente der Lanthan- und der Acitiniumreihe werden meist aus Platzgründen unterhalb dargestellt. Weil bei diesen Elementen die Elektronen der "inneren" d und f Schalen aufgefüllt werden, haben sie alle ähnliche Eigenschaften wie Lantan oder Acitinium.

Metalle

  • Bei Raumtemperatur fest (Ausnahme Quecksilber)
  • glänzende, gute elektrische Leiter und Wärmeleiter
  • dehnbar (lange Drähte) und geschmeidig (dünne Bleche)
  • tendieren zu Elektronenverlust
  • die meisten Elemente gehören zu den Metallen

Nichtmetalle

  • spröde und entsprechend nicht geschmeidig und dehnbar
  • schlechte Wärmeleiter und auch schlechte elektrische Leitfähigkeit
  • tendieren zu Elektronengewinn
  • einige Nichtmetalle sind bei Raumtemperatur flüssig oder gasförmig

Halbmetalle/Metalloide

  • Eigenschaften wie eine Mischung von Metallen und Nichtmetallen
  • leiten Elektrizität nur teilweise

Gruppen/Familien

Haben alle ähnliche Eigenschaften, wenn sie nicht zu den Elementen rechts oder links der Kaskade gehören, welche Metalle / Halbmetalle und Nichtmetalle trennt. Bei der Familie 1 (röm. IA) gehört etwa der Wasserstoff zu den Nichtmetallen und weist daher nicht die gleichen Eigeschaften wie der Rest der Familie auf. Das gleiche geschieht etwa in der Familie 13 (IIIA), bei der Bor nicht zu den Metallen gehört. Entsprechend ist die Gruppe 15 uneinheitlich, da sich dort Elemente aller Sorten befinden.
Die ähnlichen Eigenschaften kommen daher, dass alle Elemente einer Gruppe die gleiche Anzahl Valenzelektronen haben. Folgende Gruppen haben bestimmte Namen (vollständige Liste: Vergleichstabelle Wikipedia)

  • 1(IA): Alkalimetalle (geben 1 Elektron ab)
  • 2(IIA): Erdalkali-Metall (geben 2 Elektronen ab)
  • 17(VIIA): Halogene (nehmen 1 Elektron auf)
  • 18(VIIIA): Edelgase (reagieren (normalerweise) nicht)

Materie

Zustände

Jedes Material besteht aus einem der drei Zustände fest, flüssig oder gasförmig.

Festkörper

Ändern die Form nicht, da die Atome sich nicht gross bewegen (schwingen/vibrieren). Sie sind meist in ein Kristallgitter eingebunden und können sich daher nicht gross bewegen. Der Zustand wird in Formeln mit einem (s) für solid angegeben.

Flüssigkeit

Flüssigkeiten haben keine Form, doch das Volumen ist fix und kann nicht verändert werden. Die Atome sind nicht mehr fix gebunden, doch haben sie noch nicht genug Energie, um sich so fest voneinander abzustossen, dass sie auseinanderfliegen. Die Temperatur, in der ein Festkörper in eine Flüssigkeit übergeht heisst Schmelzpunkt und ist gleichzeitig auch der Gefrierpunkt. Damit alle Atome das Kristallgitter verlassen und in einen flüssigen Zustand übergehen, muss man etwas mehr Energie aufwenden als jeweils vor und nach dem "Kipppunkt". Das Formelzeichen für flüssig ist (l) für liquid.

Gase

In diesem Zustand haften die Atome nicht mehr aneinander sondern fliegen "quer durch den Raum".Ein Gas versucht den Raum in dem es ist, möglichst auszufüllen. Der Wechselpunkt von Flüssigkeit und Gas heisst Siede- oder Kondensationspunkt, je nach dem in welche Richtung man den Zustandswechsel betrachtet. Auch hier muss für den Zustandswechsel etwas "Zusatzenergie" aufgewendet werden, damit die gesamte Flüssigkeit verdampft. Gase gibt man als (g) für gas an.

Sublimation / Deposition

Da manche Stoffe direkt vom festen in den gasförmigen Zustand (und umgekehrt) übergehen, ohne je eine Flüssigkeit zu werden, hat man für diesen Vorgang eine eigene Bezeichnung gewählt, die Sublimation und das Gegenteil die Dposition. Ein Beispiel hierfür ist etwa CO2.

Aufbau

Gegenstände können sich in folgenden Zusammensetzungen befinden: 

                    Materie
                       |
          --------------------------
          |                        |
  reine Substanzen            Mischungen
          |                        |
    -------------             -----------
    |           |             |         |
Element   Verbindungen     homogen  heterogen

Elemente

Bestehen nur aus einer Sorte von Atomen und stellen die Elemente des Periodensystems dar.

Verbindungen

Bestehen aus verschiedenen Sorten von Atomen, doch jeder Teil der Materie besteht immer nur aus diesen Sorten und zwar im gleichen Verhältnis. Eine Verbindung hat andere Eigenschaften als die Grundelemente. Wasser besteht etwa aus den Gasen Wasserstoff (H) und Sauerstoff (O) und ist trotzdem bei Raumtemperatur flüssig.
Um Verbindungen zu trennen, muss eine chemische Reaktion erfolgen.

Mischungen

Mischungen bestehen aus verschiedenen Substanzen, doch ist deren Verhältnis im Gegensatz zu einer Verbindung nicht fix sondern variert je nach Anwendung. Eine Mischung ist etwa Zucker im Kaffee. Auch wenn sich der Zucker überall im Kaffee befindet, so variert dessen Menge bei jedem Vorgang neu um eine gewisse Anzahl Atome. Im Gegensatz zu Verbidnugnen lassen sich Mischungen relativ leicht wieder zerlegen. Bei Zucker im Wasser muss man etwa nur das Wasser verdampfen lassen.
Flüssige oder gasförmige homogene Mischungen werden manchmal auch Lösungen genannt.
Bei heterogenen Mischungen variert die Zusammensetzung je nach Ort der Messung. Etwa wenn man Salz mit Zucker und Sand mischt, so verteilen sich die Körner nicht regelmässig, so dass die Messresultate varieren.

Eigenschaften

Materie hat verschiedene Eigenschaften, welche entsprechend gemessen werden kann.

Chemische Eigenschaften

  • Ermöglichen einer Substanz, sich in eine andere Substanz zu verwandeln.
  • Beschreiben, wie eine Substanz mit anderen Substanzen reagiert.

Physische Eigenschaften

  • Beschreibt Daten wie Masse, Volumen oder Farbe aber auch die Eigenschaft, ob die Materie den elektrischen Strom leitet.
  • Diese Eigenschaften werden unter Physik abgehandelt.

Energie

Energie ist die Fähigkeit, Arbeit zu verrichten und stellt den anderen Bestandteil des Universums gegenüber der Materie dar. Energie kann als potentielle Energie auftreten und meint damit die gespeicherte Energie. Diese Energie kann verschieden gespeichert werden wie etwa Wasser in einem Stausee oder aber auch als Chemische Energie im Körper als Fettreserve.
Die kinetische Energie ist die Energie der Bewegung. In der Chemie ist dies relevant, da es für chemische Prozesse ein gewisses Mass an Energie braucht, damit diese stattfinden.

Atome

Aufbau

Die Atome bestehen aus Protonen (und Neutronen) im Kern, welche von Elektronen umgeben sind, welche den Kern wie Schalen umgeben. 1 Proton oder Neutron wiegt rund 1.673x10-24 Gramm, während ein Elektron rund 9.109x10-28 Gramm wiegt. Um handlichere Masse zu haben, wurde die atu eingeführt, welche 1 Proton wiegt.
Atome sind nach aussen gesehen elektrisch neutral, da sie die gleiche Anzahl Protonen und Elektronen aufweisen. Eigentlich müssten sich die Protonen gegenseitig abstossen, da sie gleich geladen sind, doch sie werden durch die Kernkräfte zusammengehalten, welche entsprechend auch die Elektronen anziehen und somit die Grösse des Atoms festlegen(etwa 10-10m), während der Kern einen Durchmesser von nur etwa 10-15m hat.
Die Art, wie die Elektronen um den Kern verteilt sind, wird entweder mit dem Schalenmodell von Niels Bohr oder mit dem Quantenmodell erklärt. Beim Quantenmodell wird die Position der Elektronen auf gewisse positionen im Raum festgelegt, welche diese entsprechend der Abstossung und auf Grund von magnetischen Feldern verteilen. Beim Schalenmodell verteilen sich die Elektronen auf Schalen, welche je nach Distanz zum Kern entsprechend Platz für eine gewisse Anzahl von Elektronen haben (2, 8, 8, 18, 18, 32, 32).
Die Elektronen haben entsprechend ihrer Bahn eine bestimmte Menge Energie gespeichert und je näher sie am Kern sind, umso schwerer ist es, diese vom Atom zu lösen. Aus diesem Grund reagieren in der Chemie immer nur die Elektronen aus der äussersten Schale. Diese wird entsprechend Valenzschale und die Elektronen darin Valenzelektronen genannt. Da nur die s- und p-Orbitale (siehe nächster Abschnitt) reagieren, zählt man nur die Elektronen dieser Orbitale zu den Valenzelektronen. Dies erklärt auch, wieso es trotz grossen Schalen nur maximal 8 Valenzelektronen gibt.

Energieniveaus

Wie im vorherigen Abschnitt erwähnt, bewegen sich die Elektronen auf unerschiedlichen Behnen um den Kern. Die "Höhe" dieser Bahnen ist gegeben und wird auch Energieniveau genannt. Diese Niveaus bilden die Schalenzahlen, welche die waagrechten Reihen des Periodensystems, die Perioden bilden. Sie werden von 1 bis 7 durchnummeriert. Je nach Höhe der Schale hat diese für eine bestimmte Anzahl Elektronen Platz. Dies sind die Spalten des Systems, die Gruppen. Diese werden mit Buchstaben gebildet und haben eine bestimmte Anzahl Elektronen Platz und werden Orbitale genannt. Das s-Orbital hat Platz für 2 Elektronen, das p-Orbital 6, das d-Orbital 10 und das f-Oribal 14. Siehe dazu den Artikel [Elektronenkonfiguration].
Da sich die Elektronen gegenseitig abstossen, füllen diese entsprechend zuerst alle zur Verfügung stehenden Orbitale, bevor sie sich zu Paaren ausbilden. So befindet sich etwa bei Alluminium je ein Atom im s, p und d-Orbit, bevor sich bei Silizium ein Paar im s-Oribit bildet. Die Orbits befinden sich übrigens vom Energieniveau nicht alle unterhalb der nächsten Schale. So ist etwa das 3d-Orbit höher als das 4s Orbit. 

/ \
 |  4s__          3d----------
 |       3p------
 |  3s__
 |
 |        2p------
 |  2s__
 |
 | <- Energieniveau
 |
 |  1s__
 |
 |     _____
 |    /     \
 |   /       \ <- Atomkern

Diese Anordnung der Elekronen wird Elektronenkonfiguration genannt und in der Kurzform einfach mit der Anzahl der Elektronen in der entsprechenden Schale gekennzeichnet: 

1s22s22p4 (Sauerstoff)
1s22s22p63s23p5(Chlor)

Wie man sieht wird die Formel länger, doch der vordere Teil ändert sich nicht mehr, da die Orbitale immer maximal gefüllt bleiben.

Isotope

Wie im Abschnitt Periodensystem erklärt, besitzt jedes Element immer die gleiche Anzahl Protonen, doch die Anzahl der Neutronen kann dabei etwas varieren. So gibt es zum Beispiel Wasserstoff-Atome (1/1H -> Wasserstoff H-1), welche neben dem Proton noch ein Neutron (1/2H -> Deuterium H-2) oder sogar zwei Neutronen (1/3H -> Tritium H-3) besitzen. Allerdings ist diese Mutation im Verhältnis je nach Atom relativ selten, doch muss sie bei Berechnungen berücksichtigt werden. Bei Wasserstoff bedeutet die Massezahl 1.0079 amu etwa, dass es nur 79 H-2 Atome auf 10'000 H-1 Atome gibt. H-3 kommen in der Natur nicht vor.

Ionen

Im Gegensatz zu "normalen" Atomen sind Ionen elektrisch nicht neutral. Ionen bestehen immer aus Verbindungen von Metallen und Nichtmetallen. Da Atome Elektronen nicht "freiwillig" abgeben oder aufnehmen, sondern nur dann, wenn sich die Möglichkeit ergibt, die äusserste Schale aufzufüllen oder abzustossen, so dass das Atom einem Edelgas gleicht, suchen sich diese Atome entsprechende Partner. Dabei verbleiben die Protonen aber im Kern, so dass das Atom nun eine negative (Elektronen aufgenommen) oder positive Ladung (Elektronen abgestossen) besitzt. Wie oberhalb erwähnt, nehmen nur die Elektronen der s- und p-Orbitale an diesem Tausch teil. Dazu stösst ein Atom nie mehr als 3 Elektronen ab oder nimmt nie mehr als 3 auf, so dass die Bindungen gegeben sind. Da die Ionen nun gegensätzliche Ladungen aufweisen, ziehen sie sich gegenseitig an.
Die elektrische Ladung wird auch Oxidationszahl genannt. Manche Wechselmetalle verlieren je nach Bindung eine veränderliche Anzahl Elektronen. Entsprechend muss man schauen, welche Bindung nun vorliegt. Chrom etwa bildet Cr2+ und Cr3+. Blei etwa Pb2+ und Pb4+. Die Schreibweise wurde früher mit -isch und -ig gebildet, wobei die tiefere Zahl das -isch erhielt. Heutzutage wird einfach die entsprechende Zahl angehängt wie Chrom(II) oder Chrom(III).

Monoatomare Bindungen

Wenn etwa Natrium und Chlor miteinander reagieren, so ergibt sich daraus NaCl, welches nach aussen hin wieder neutral ist, doch intern ist es Na1+Cl1- -> Na+Cl-(Die Zahl 1 wird nicht geschrieben).Das Na+ wird Kation genannt. Dies kann man sich mit folgender Eselsbrücke merken: 

Kationen sind katholisch. Man merkt dies am Kreuz auf dem Kirchendach+.

Im Gegensatz dazu wird das Cl- Anion genannt. 

Anionen sind die Antikirchgänger. Man merkt dies am Minus auf dem Hausdach-.

Die Elektronenkonfiguration von Natrium ist 1s22s22p63s1 und die des Natrium-Kations entsprechend 1s22s22p6 und entspricht der Konfiguration des Edelgases Neon.
Theoretisch kann ein Atom auch ein Proton verlieren/verlieren, um zu einem Ion zu werden, doch im Verhältis zum Elektron ist dieser Prozess sehr viel unwahrscheinlicher.

Polyatomare Bindungen

Während sich im obigen Beispiel jeweils nur ein Atom einer Sorte mit einem anderen verband, können an einem Ion auch mehrere Atome beteiligt sein. In diesem Fall spricht man von polyatomaren Bindungen. Es gibt etwa das Nitrat-Ion NO3-, bei dem sich drei Sauerstoff-Atome und ein Stickstoffatom ansammeln. Beim NH4+ "saugt" der Stickstoff vier Wasserstoffkerne an. N ist in der Reihe VA und es fehlen daher 3 Elektronen bis zur vollen Schale. Wenn nun die 4 Wasserstoffkerne IA "andocken", dann bleibt ein Proton übrig, woraus das + resultiert. Wenn sich zwei Stoffe zu einem Ion bilden, kann man deren Zusammensetzung mit der Kreuzregel berechnen. Zuerst schaut man im Periodensystem wie viele Elektronen die Stoffe abgeben oder aufnehmen und setzt diese dann übers Kreuz zum jeweils anderen Stoff, damit das Ion nach aussen wieder neutral wird. Al gibt etwa 3 Elektronen ab und O nimmt 2 Elektronen auf. Entsprechend ist das Ion Al2O3. Dies funktioniert auch mit mehreren Stoffen. NH4 ist etwa 1+. Wenn man es nun mit Schwefel (2-) mischt, dann braucht man entsprechend 2 Ionen für die Verbindung, welche man mit ein Klammer anzeigt: (NH4)2S. Wenn möglich werden die Bindungen gekürzt. Bei Mg2O2 ergibt sich dann entsprechend MgO.
Ionen bilden vielfach Salze und in Wasser gelöst, elektrisch leitfähige Lösungen.

Benennung

Bei anorganischen Verbindungen wird zuerst das Metall und anschliessend das Nichtmetall gennnt. Am Schluss wird dann noch -id angehängt. Li<sub2S heisst daher Lithiumsulfid. Bei polyatomaren Ionen wird auf das -id verzichtet. K<sub3PO<sub4 ergibt sich Kaliumphosphat. Bei mehreren Oxidationsmöglichkeiten wird wie oben erwähnt mit -isch oder -ig gearbeitet oder halt die Zahl eingefügt. Fe(CN)<sub3 ist Eisen(III)-Zyanid oder halt Eisenzyanidig

Kovalente Bindung

Im Gegensatz zu den Ionen, bei denen wirklich Elektronen ausgetauscht werden, werden bei der kovalenten Bindung die Elektronen nur geteilt. Eine kovalente Bildung geschieht nur bei Nichtmetallen. Als Beispiel etwa das H2-Molekül, bei welchem sich die Elektronen gegenseitig "helfen", den Helimzustand zu erreichen. Diese Bindungsart tritt auch bei O2, N2, F2, Cl2, Br2 und I2 auf. Diese Verbindung der gemeinsam genutzten Valenzelektronen wird mit einem Strich dargestellt, während die restlichen Valenzelektronen als Punkte dargestellt werden: 

 ..   ..
:Br - Br:
 ¨    ¨

Während Ionen-Verbindungen bei Raumtemperatur meist fast sind (Salze), liegen kovalente Bindungen in allen 3 Zuständen vor.
Wie oben erwähnt, liegt auch Stickstoff als kovalentes Molekül vor. Da es aber "nur" 5 Valenzelektronen hat, teilt es sich gleich drei Elektronen gegenseitig, um so auf die Edelgaskonfiguration zu kommen :N≡N:. Auch wenn eine Dreifachbindung nicht nicht dreifach so stark ist wie eine Einfachbindung, so ist die Anziehung doch stärker und macht entsprechend Stoffe stabil. Als Beispiel einer Doppelbildung dienst CO2, bei dem zwei Sauerstoff-Atome mit einem Kohlenstoff-Atom verbunden sind O=C=O.

Benennung / Strukturformel

Da alle Teilnehmer Nichtmetalle sind, ist die Benennung nicht ganz einfach. Bei binären Verbindungen wird normalerweise der Partner vorne erwähnt, der weniger Atome beisteuert. SO3 ist Schwefeltrioxid und P4O10 ist Tetraphosphordecoxyd. Die Anzahl der Atome bestimmt die Vorsilbe der griechischen Nummerierung (mono, di, tri...), wobei das mono nur selten benannt wird wie etwa im Kohlenmonoxid. Im Gegensatz zu Ionen gibt es verschiedene Möglichkeiten der Bindung und auch vielfache der gleichen Bindung wie etwa C2H6O und C6H18O3 usw. Die molekulare Formel zeigt die Anzahl auf, doch da die Reihenfolge der Atome anders sein kann und sich damit auch die Eigenschaften ändern, braucht es die Strukturformel, um die sogenannten Isomere (Gleiche Molekulare, doch andere Struktur) zu kennzeichnen. Das vorher erwähnte Konstrukt kann nämlich etwa folgendermassen aussehen: 

    H   H            H H
    | _ |            | | _
  H-C-O-C-H        H-C-C-O-H
    | ¯ |            | | ¯
    H   H            H H
Dimethyläther    Äthylalkohol

Auch wenn die Oktettregel meist befolgt wird, gibt es einige wenige Moleküle, welche von der Regel abweichen und etwa 6 oder 10 Elektronen gebunden haben.

Elektronenpunktformel / Lewisformel

Hier geht es darum aufzuzeigen, wie ein Verbindung aufgebaut ist. Um also eine Struktur korrekt zu zeichnen, muss man folgende Regeln beachten:

  1. Es gibt meist zentrale Atome und Randatome. Wasserstoff und die Halogengruppe sind meist am Rand, da sie nur ein Valenzelektron zum Auffüllen benötigen.
    Kohlenstoff, Silizium, Stickstoff, Phosphor, Sauerstoff und Schwefel sind hingegen vielfach zentral, wobei in dieser Gruppe etwa das C die O verdrängt. Als Fausformel kann man also sagen, dass je mehr freie Valenzelektronen vorhanden sind, umso zentraler ist das Atom.
  2. Auf Grund der vorherigen Überlegung wird das Molekül nun aufgeschrieben. Bei H2O werden etwa die 2 Wasserstoffe ums Sauerstoff plaziert. Für die Elektronenformel ist die korrekte geometrische Position nicht wichtig. Daher einfach: H O H
  3. Nun werden die Valenzelektronen der beteiligen Atome zusammengezählt: O(6) + H(1) + H(1) = 8
  4. Anschliessend werden die Bindungen der einzelnen Atome nach der Formel N - A = S berechnet, wobei N die mögliche Anzahl Valenzelektronen jedes Atoms ist. Diese ist ausser bei Wasserstoff (2) immer 8.
    A stellt die Anzahl Valenzelektronen der beteiligten Atome dar und S ist die Anzahl der Elektronen, die am Molekül beteiligt sind.
    1. Nun wird zuerst N berechnet. N = O(8) + H(2) + H(2) = 12
    2. Für A nun die Valenzelekronen. A = O(6) + H(1) + H(1) = 8
    3. Und für S die Werte nun einsetzen: S = N(12) - A(8) = 4
  5. Die Anzahl der kovalenten Bindungen im Molekül sind immer S/2. In diesem Falle also 4 / 2 = 2
  6. Jetzt kann man die Elektronen anteilsmässig verteilen. Da wir wissen, dass es 2 Bindungen hat, an denen 4 Elektronen(S) beteiligt sind, werden diese verteilt, wobei die Bindungen nie höher als N(Atom) sein dürfen. In diesem Fall kann man also maximal 2 Elektronen pro Wassserstoff-Atom zuteilen: H:O:H
  7. Es bleiben noch 4 Elektronen übrig, welche entsprechend ums O verteilt werden müssen, da dieses ein N von 8 hat
    ..
H : O : H
    ¨

Um anzuzeigen, welche Elektronen "gebunden" sind, werden diese in der Lewisformel mit einem Strich gezeigt: 

    ..
H - O - H
    ¨

Da die Valenzelektronen paarweise vertreten sind, kann man auch diese nun mit einem Strich kennzeichnen: 

    _
H - O - H
    ¯

Nun folgt ein komplexeres Beispiel mit C2H4O. Hier sind C und O Kandidaten für zentrale Atome. Da C mehr Bindungen hat als O, verschiebt sich dieses evtl. an den Rand: 

  H H            H H         H   H
H C C O  oder    C C O oder  C O C
  H              H H         H   H

Auf Grund der Zahlen muss noch verifiziert werden, welches die wirkliche Formel sein wird. 

N = C(8) + C(8) + O(8) + H(2) + H(2) + H(2) + H(2) = 2*8 + 8 + 4*2 = 32
A = C(4) + C(4) + O(6) + H(1) + H(1) + H(1) + H(1) = 2*4 + 6 + 4*1 = 18
S = N - A = 32 - 18 = 14 (beteiligte Valenzelektronen und 7 kovalente Bindungen)

Nun werden die 14 Elektronen verteilt und müssen 7 Bindungen ergeben. Da die Darstellung der Formel ohne math-Extension nicht einfach ist, verwende ich direkt Striche statt Punkt. 

  H H            H H         H   H
  | |            | |         |   |
H-C-C-O  oder    C-C-O oder  C-O-C
  |              | |         |   |
  H              H H         H   H

Wie man sieht, fehlen in jeder Verbindung noch 2 Elektronen und 1 Verbindung. Da die Wasserstoff-Atome schon voll gefüllt sind, bleiben nur noch Verbindungen zwischen C und O übrig, damit man dort eine Doppelbindung einbauen kann. 

  H H            H H         H   H
  | |            | |         |   |
H-C-C=O  oder    C-C-O oder  C-O-C
  |              | |         |   |
  H              H H         H   H

Wie man sieht, fällt die mittlere und die rechte Form weg, weil man sonst dort zu viele Bindungen am C-Atom(Mitte) oder O-Atom(rechts) hat. Bei der rechten Variante kann das O keine Doppelverbindung mehr eingehen, da er als Verterter der VI-Gruppe nur 2 Valenzelektronen hat. Somit bleibt als einziger Vertreter die linke Variante. 

  H H
  | | _
H-C-C=O
  |   ¯
  H

Hier wurden nur noch die letzten Elektronen am O-Atom eingezeichnet zur Kontrolle, dass A(18) korrekt ist.

Verdichtete Strukturformel

Damit man in einem Buch nicht immer Formeln einzeichnen muss, werden die Strukturformeln verdichtet aufgeschrieben, da diese dann entsprechend mit obiger Methode wieder "zurückgerechnet" werden können.
C2H4O wird daher in folgenden Varianten geschrieben: CH3-CH=O oder noch kürzer CH3CHO.

Elektronegativität

Ziehen zwei verschiedene Atome an einem Valenzelektron wie etwa ein H und ein O Atom, so zieht das H mit einem Wert von 2.1 und das O mit 3.5. Die Verbindung ist entsprechend nach aussen polar, da das O negativer und das H positiver wird. Noch "schlimmer" ist es bei NaCl, bei welchen das Na nur mit 0.9 zieht und das Cl mit 3.0.
Generell ziehen die Atome von links nach rechts immer stärker und von oben nach unten (innerhalb der Familie) immer weniger stark. Da dies aber nur eine Faustformel ist, muss man bei Berechnungen die entsprechenden Werte aus Tabellen ablesen. Folgende Werte werden unterschieden: 

0.0-0.2  unpolar kovalent (Cl2, PoAt2)
0.3-1.4  polar kovalent (H2O, SiS2)
>1.5     Ionenbindung (NaCl, MgO)

Ein guter Isolator sollte also entweder unpolar oder möglichst schwach polar sein.
Eigentlich sind Moleküle nach aussen neutral, doch durch die Verschiebung des Gleichgewichts wirken Moleküle mit starker Elektronegativität als Dipole, welche sich dann wieder anziehen. Dies ist der Grund für die starke Oberflächenspannung des Wassers, Wo das O eines Moleküls wieder ein H eines anderen Moleküls anzieht, da sich ein -+ ergibt (gezeigt durch unterbrochene Striche). 

    H-O-H
    ¦
  H-O-H--O-H
    ¦    |
H-O-H    H

Zusätzliche ist der relativ hohe Siedepunkt von Wasser auch ein Resultat der polaren Moleküle welche sich gegenseitig anziehen. Es gibt noch weitere polare Kombinationen mit weniger ausgeprägten Eigenschaften, da beim Wasser noch die rechtwinklige Anordnung der Wasserstoff-Atome dazu kommt, welche entsprechend einen anderen Aufbau mehrerer Moleküle im Verbund ermöglicht, als bei "regelmässiger" Anordnung.

Molekülformen

In den vorherigen Beispielen wurden die Atome entsprechend rechtwinklig angeordnet, da sich dies gut darstellen lässt. In der Wirklichkeit richten sich die Atome auf Grund der Elektronegativität und der Quantenmechanik in einem bestimmten Winkel an. Dieser lässt sich auf Grund der Elektronen- und Bindungspaare berechnen. Beispiele sind linear, trigonal planer, tetrahedral, achtflächig usw.

Radioaktivität / Kernspaltung

Bei einer Kernumwandlung (kann natürlich oder künstlich stattfinden), wird ein Element in ein anderes gewandelt. Dabei ändert sich die Anzahl der Protonen im Kern im Gegensatz zu den Neutronen, welche entsprechend nur Isotope des gleichen Elements darstellen. 

17/35Cl + 1 Neutron (0/1) -> 16/35S + 1/1H

Das entstandene Isotop von Schwefel kommt so nicht in der Natur vor und ist entsprechend auch instabil. Dies, weil die Anzahl Neutronen und Protonen im Kern ein bestimmtes Verhältnis haben müssen, damit der Kern stabil bleibt. Zusätzlich ist der Kern nicht in der Lage, mehr als 84 Protonen (und im entsprechenden Verhältnis Neutronen) dauerhaft zusammenzuhalten, so dass diese Kerne mit der Zeit zerfallen, auch wenn die Halbwertszeit sehr hoch ist.
Wenn ein Kern zerfällt, dann sendet er (im Normalfall) eine der folgenden Strahlen aus:

  • Alphastrahlung (Besteht aus 2 Protonen und Neutronen und ist somit ein Helium ohne Elektronen)
  • Betastrahlung (Besteht aus einem Elektron, welches abgestrahlt wird, während ein Neutron zu einem Proton zerfällt)
  • Gammastrahlung (Enthält keine Masse, doch ist sie wie Röntgenstrhlung sehr intensiv bei kurzer Wellenlänge. Wird meist neben Alpha- und Betastrahlen emmitiert.)

Damit eine Kettenreaktion auftritt, muss beim Zerfall eines Atoms ein Neutronenüberschuss auftreten, welcher dann weitere Atome spaltet. Dies ist nur bei wenigen Elementen wie etwa Plutonium oder Uran-235 der Fall.

Chemische Reaktionen

Im Gegensatz zur Kernspaltung bleiben bei den normalen Reaktionen beide Seiten im Gleichgewicht. Das heisst, dass die Atome auf beiden Seiten der Reaktion immer in der gleichen Anzahl vorkommen. CH4(g) + 2 O2(g) -> CO2(g) + 2 H2O(g) Die Elemente auf der linke Seite sind Reaktanden, während die auf der rechten Seite Produkte sind.
Reaktionen sind vielseitig. Es gibt Kombinationen, Zerfälle, Verschiebungen, Verbrennungen und Redox-Vorgänge, wobei diese auch gemischt auftreten können.

Name Gleichung Bemerkungen
Kombination 2Na(f) + Cl2(g) -> 2NaCl(f) Hier werden zwei Stoffe zu Natriumchlorid zusammengesetzt
Zerfall 2H2O(l) -> 2H2(g) + O2(g) Zerlegung von Wasser in die Einzelstoffe
Einfache Verschiebung Zn(s) + CuSO4(aq) -> ZnSO4(aq) + Cu(s) Hier wird Kupfer durch Zink ersetzt. Damit dies funktioniert, muss das ersetztende Metall aktiver sein. Auch dafür gibt es Tabellen. Normalerweise kann man aber auf die Elektronegativität zurückgreifen. Je tiefer die Zahl umso aktiver das Element.
Doppelte Verschiebung K+ + Cl- + Ag+ + NO3- -> AgCl(s) + K+ + NO3- Hier wird bei zwei Elementen eine Verschiebung vorgenommen. Beim Cl wie auch beim Ag. Die anderen Elemente braucht es als Katalysatoren, damit die Reaktion überhaupt stattfindet.
Bei doppelten Verschiebungen entsteht häufig ein Niederschlag (Festkörper) oder eine Neutralisation (es entsteht Wasser).
Verbrennung C3H8(g) + 5O2(g) -> 3CO2(g) + 4H2O(l) Eine Verbrennung ist eigentlich ein Redox-Vorgang, bei dem als Hauptprodukt einfach "nur" Wärme entsteht.
Redox C(s) + O2(g) -> CO2(g) Ein Redox-Vorgang (Reduktion = Elektronengewinn / Oxidation = Elektronenverlust) ist jeder Vorgang, bei dem Elektronen getauscht werden und kann entsprechend diverse Reaktionen beinhalten.

Aktivierungsenergie

Damit Vorgänge überhaupt ablaufen, braucht es eine gewisse Aktivierungsenergie. Im Beispiel oben mit Methan muss man zuerst etwas Energie zuführen, um die Reaktion in Gang zu setzen. Diese ist aber nur ein "Impuls". Dieser Impuls ist notwendig, da eine Reaktion nichts anderes als eine Kollision ist, bei der Atome sich von anderen lösen oder an diese anhangen. Damit dies funktioniert, muss Arbeit aufgebracht werden. Das heisst, die Atome müssen genügend schnell aufeinander treffen, um die Energie zu haben, den Platz zu wechseln. Je wärmer desto mehr Energie ist vorhanden und umso schneller laufen Reaktionen ab.
Damit ein Vorgang auftritt, müssen die Atome aber auch in der richtigen Richtung zueinander stehen, da sie sonst voneinander abprallen.

endotherm / exotherm

Je nach Art der Reaktion nimmt diese wähend des Vorgangs Energie von aussen auf oder gibt diese an die Umwelt ab. Die meisten Reaktionen sind exotherm, während aber ein Spiegelei endotherm ist, da es Kochwärme braucht, um zu Spiegelei zu werden. Beim Spiegelei etwa muss während des ganzen Prozesses weiter Energie zugeführt werden, während beim Methan bei einer grösseren Menge Wärme abgeführt werden muss, welche beim Prozess entsteht. 

         A-B-C                                A-B-C
        /     \                              /     \
 A-B + C       \                            /       A-C + B  
                \                          /
                 A-C + B            A-B + C 
 exotherm (Energieabgabe)         endotherm (Energieaufnahme)

Wie man sieht, brauchen beide Reaktionen ein Aktivierungsniveau (welches abhängig von der Atomart ist), damit die Umformung beginnt. Wichtig ist aber, dass bei der exothermen Reaktion das Energieniveau am Schluss tiefer als am Anfnag und bei der endothermen Reaktion höher als am Anfang ist.

Bilanz chemischer Reaktionen

Bei der chemischen Gleichung sieht man, welche Produkte links und rechts der Gleichung stehen. Für eine konkrete Aufgabe muss man aber wissen, wie gross der Anteil der jeweiligen Mengen ist, um eine gewisse Menge eines bestimmten Stoffes zu erhalten. Da auf jeder Seite der Gleichung gleich viel Stoffe sein müssen, kann man deren Mengen entsprechend berechnen.
N2(g) + H2(g) -> NH3(g)

  • Damit man die Atome austarieren kann, muss man immer die Mindestsumme auf einer Seite berücksichtigen.
  • Es gibt keine "halben" Atome
  • Wasserstoff und Saauerstoff erst am Schluss "ausbalancieren"

In dieser Gleichung sind links 2 Stickstoff-Atome. Daher muss man zuerst einmal rechts 2 Moleküle machen:
N2(g) + H2(g) -> 2NH3(g)
Nun fehlen hier nur noch die Wasserstoffe-Atome. Davon hat es nun rechts 6 Stück (2x3). Also muss man diese auch links einfügen:
N2(g) + 3H2(g) -> 2NH3(g)
1 Stickstoffmolekül + 3 Wasserstoffmoleküle ergeben 2 Ammoniakmoleküle
Es wird immer die kleinste ganzzahlige Formel dargestellt, die möglich ist. Nun ein anderes Beispiel mit Buthonverbrennung: C4H10(g) + O2(g) -> CO2(g) + H2O(g)
Nun wird zuerst beim C gestartet, da O und H erst am Schluss kommen...
C4H10(g) + O2(g) -> 4CO2(g) + H2O(g)
Nun kommt der Wasserstoff:
C4H10(g) + O2(g) -> 4CO2(g) + 5H2O(g)
Dann der Sauerstoff. Allerdings gibt es hier ein kleines Problem. Links haben wir 2 und rechts 13 O. Das ist kein ganzzahliges Verhältnis. Also müssen die Zahlen verdoppelt werden:
2C4H10(g) + 13O2(g) -> 8CO2(g) + 10H2O(g)

Gleichgewichtsreaktionen

Während manche Prozesse nur in eine Richtung stattfinden, gibt es andere, welche nur solange in eine Richtung laufen, bis ein bestimmtes Verhältnis eigestellt ist, weil dann der Gegenprozess zur Sättigung beiträgt und man anschliessend Parameter ändern muss, um das System in die eine oder andere Richtung zu bewegen. Folgende Parameter können dies nach dem "Le Chateliers Prinzip" sein.

  • Die Konzentration eines Ausgansstoffs oder Produkts
  • Die Temperatur
  • Der Systemdruck, wenn das System Gase enthält

Geschwindigkeit von Reaktionen

Je nach Art der Stoffe laufen chemische Reaktionen unterschiedlich schnell ab. Folgende Faktoren beeinflussen die Reaktion:

Faktor Art der Beinflussung Bemerkungen
Stoffart Je grösser und komplexer die Moleküle sind, umso geringer sind die Reaktionen, da der Reaktionspunkt umso kritischer zu erreichen ist. Je nachdem kann ein Katalysator die Ausbeute steigern
Partikelgrösse Wenn man die Moleküle zerkleinern kann, so laufen die Reaktionen schneller ab. Ein Weizenkorn kann man anzünden und es beginnt zu brennen. Mehl hingegen kann explodieren, da die Reaktion so schnell abläuft.
Konzentration Je mehr Moleküle vorhanden sind, umso schneller die Reaktion. Es gibt durch die hohe Stoffmenge viel mehr Berührungspunkte, welche man zu einer Reaktion nutzen kann.
Druck Grundsätzlih gleich wie die Konzentration Beim Druck muss man schauen, welchen Bereich dass man erhöht, um die Reaktion in die gewünschte Richtung zu drehen. SIehe dazu auch den vorherigen Abschnitt Gleichgewichtsreaktionen.
Temperatur Durch die Erhöhung der kinetische Energie laufen die Prozesse schneller ab. Siehe dazu auch den Abschnitt Aktivierungsenergie.
Katalysatoren Liefern die Umgebung, damit ein Prozess (besser) stattfindet, ohne dabei verändert zu werden. Katalysatoren können etwa die Aktivierungsenergie seken oder Umgebungen liefern, welche die Reaktion ermöglichen durch polare oder unpolare Anziehung (Siehe Elektronegativität).

Mol

Bei den Reakionen wurde aufgezeigt, wie man die Gleichungen auf atomarer Ebene austariert. Nachdem man dies gemacht hat, muss man aber bei einer wirklichen Reaktion eine Umrechnung in Gramm / Liter usw. vornehmen. Dazu dient die Einheit Mol. Diese ist einfach eine Mengenangabe und entspricht der Menge von 6.022 x 1023 Einheiten. Dies ermöglicht eine praktikable Grösse, da das Gewicht eines Atoms doch recht klein ist. Die Zahl wurde entsprechend ihres Entdeckers Avogadro-Zahl genannt und entspricht 12 Gramm C(Kohlenstoff) in der Isotopform C-12 (also 6 Protonen und 6 Neutronen).
Wasser besteht aus 2xH(1.008) + O(16.00) = 18.016 amu (siehe Abschnitt Isotope). Dies bedeutet, dass 1 Mol Wasser 18.016 Gramm wiegt und sich aus 2 Mol Wasserstoff und 1 Mol Sauerstoff zusammensetzt.
Entsprechend kann man die Teilchen, Mol oder Gramm berechnen, wenn man einen Teil davon kennt:
Wie schwer sind 3 Mol Wasser? -> 1 Mol = 18.016 Gramm * 3 = 54.048 Gramm
Wie viel Mol Wasser befinden sich in 20 Gramm Wasser? -> 20 Gramm H2O / 18.016 Gramm H2O / Mol -> 1.11 Mol H2O
Wie viele Moleküle sind in 100 Gramm Al2(SO4)3? -> Das Atomgewicht beträgt 315.168 amu -> 100 / 315.168 * 6.022 x 1023 = 1.91 x 1023 Aluminium-Sulfat-Moleküle
Entsprechend des Mol-Anteils in einer Formel kann man nun berechnen, wie viel es von jedem braucht, um eine bestimmte Endmenge zu erhalten. Dies ist nämlich von der Mol-Menge in der Gleichung abhängig und nicht von der absoluten Menge.

Gase

Siehe den entsprechenden Abschnitt Gase im Physik-Artikel.

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