Scio NSZ Chemistry flashcards

32 cards. Read the term and the definition here. The deck at the top of this page is optional.

Stoffmenge n

n = m / M gibt die Stoffmenge in Mol an; ein Mol enthält 6,022·10²³ Teilchen (Avogadro-Konstante) und entspricht der molaren Masse in Gramm.

Molares Volumen idealer Gase

Bei 0 °C und 101,325 kPa nimmt ein Mol eines idealen Gases etwa 22,4 Liter ein; damit lassen sich Gasvolumina und Stoffmengen ineinander umrechnen.

Ideales Gasgesetz

p·V = n·R·T verknüpft Druck, Volumen, Stoffmenge und absolute Temperatur; R beträgt 8,314 J·mol⁻¹·K⁻¹ und T wird in Kelvin eingesetzt.

Ordnungszahl und Massenzahl

Die Ordnungszahl Z entspricht der Protonenzahl und legt das Element fest; die Massenzahl A ist die Summe aus Protonen und Neutronen im Kern.

Isotope

Isotope sind Atome desselben Elements mit gleicher Protonenzahl, aber unterschiedlicher Neutronenzahl und damit unterschiedlicher Massenzahl; ihre chemischen Eigenschaften sind nahezu identisch.

Periodische Trends

Atomradius nimmt innerhalb einer Periode nach rechts ab und in einer Gruppe nach unten zu; Elektronegativität und Ionisierungsenergie steigen von links nach rechts und sinken nach unten.

Valenzelektronen und Hauptgruppe

Die Hauptgruppennummer im Periodensystem entspricht der Zahl der Valenzelektronen; diese bestimmen Reaktivität, Bindungsfähigkeit und typische Ionenladungen eines Elements.

Stöchiometrisches Rechnen

Nach dem Ausgleichen der Reaktionsgleichung liefern die Koeffizienten die Stoffmengenverhältnisse; daraus werden Massen über n = m / M oder Gasvolumina berechnet.

Massenanteil w

Der Massenanteil ist der Quotient aus Masse des betrachteten Stoffes und Gesamtmasse der Mischung; multipliziert mit 100 ergibt er den Massenprozentgehalt.

Ionenbindung

Bei der Ionenbindung gehen Elektronen vom Metall auf das Nichtmetall über; entstehende Kationen und Anionen bilden ein Gitter mit hohen Schmelzpunkten und sprödem Verhalten.

Kovalente Bindung

Eine kovalente Bindung entsteht durch gemeinsame Elektronenpaare zwischen Nichtmetallatomen; die Bindung kann unpolar oder polar sein, je nach Elektronegativitätsdifferenz der Partner.

Elektronegativität

Die Elektronegativität beschreibt, wie stark ein Atom in einer Bindung Elektronen anzieht; große Differenzen führen zu polaren Bindungen und bei über 1,7 zu ionischem Charakter.

VSEPR-Modell

Elektronenpaare um ein Zentralatom stoßen sich ab und ordnen sich räumlich maximal weit an; daraus folgen Bindungswinkel wie 180°, 120° oder 109,5°.

Tetraedrischer Bindungswinkel

Bei vier Elektronendomänen um ein Zentralatom ergibt sich eine tetraedrische Anordnung mit etwa 109,5°; freie Elektronenpaare verkleinern diesen Winkel, etwa im Wasser auf 104,5°.

Wasserstoffbrückenbindung

Wasserstoffbrücken entstehen zwischen einem an N, O oder F gebundenen Wasserstoffatom und einem freien Elektronenpaar eines elektronegativen Nachbaratoms; sie erklären hohen Siedepunkt und Dichteanomalie des Wassers.

London-Dispersionskräfte

Diese schwachen zwischenmolekularen Kräfte entstehen durch kurzzeitige Dipole infolge fluktuierender Elektronenverteilung; sie wachsen mit Molekülgröße und Oberfläche und wirken auch in unpolaren Stoffen.

Dipol-Dipol-Wechselwirkung

Permanente Dipole polarer Moleküle ziehen sich mit ihren entgegengesetzten Ladungsschwerpunkten an; diese Kräfte liegen in ihrer Stärke zwischen London-Kräften und Wasserstoffbrücken.

Hybridisierung sp3

Ein Kohlenstoffatom mit vier σ-Bindungen ist sp³-hybridisiert und tetraedrisch koordiniert, wie im Methan; die Bindungen zeigen in die Ecken eines Tetraeders.

Polarität eines Moleküls

Ein Molekül mit polaren Bindungen kann insgesamt unpolar sein, wenn sich die Bindungsdipole durch symmetrische Geometrie aufheben, etwa bei CO₂ oder CH₄.

Löslichkeitsregel

Polare und ionische Stoffe lösen sich bevorzugt in polaren Lösungsmitteln wie Wasser, unpolare Stoffe in unpolaren Lösungsmitteln; Salze dissoziieren dabei in hydratisierte Ionen.

Metallbindung

In Metallen sind Valenzelektronen delokalisiert und bilden ein Elektronengas zwischen den Atomrümpfen; daraus folgen elektrische Leitfähigkeit, Duktilität und Glanz.

Massenwirkungsgesetz

Die Gleichgewichtskonstante K ist der Quotient aus den Produkten der Konzentrationen der Produkte und Edukte, jeweils potenziert mit den stöchiometrischen Koeffizienten; Feststoffe werden nicht berücksichtigt.

Le Chatelier Prinzip

Ein System im Gleichgewicht weicht einer Störung aus: Konzentrations-, Druck- oder Temperaturänderungen verschieben die Gleichgewichtslage in die Richtung, die den Effekt verringert.

Brønsted-Säure

Eine Brønsted-Säure ist ein Protonendonator; nach Abgabe eines H⁺ entsteht ihre korrespondierende Base, die das Proton wieder aufnehmen kann.

pH-Wert

Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der Oxoniumionenkonzentration; bei 25 °C gilt pH + pOH = 14 und reines Wasser hat pH 7.

pKs-Wert

Der pKs-Wert ist der negative Logarithmus der Säurekonstante Ks; je kleiner der Wert, desto stärker die Säure und desto vollständiger die Dissoziation in Wasser.

Neutralisation

Bei der Neutralisation reagieren Oxoniumionen und Hydroxidionen zu Wasser; die benötigten Stoffmengen richten sich nach der Wertigkeit von Säure und Base.

Oxidation

Oxidation bedeutet Elektronenabgabe; die Oxidationszahl des oxidierten Atoms steigt, und die Oxidation läuft immer gekoppelt mit einer Reduktion ab.

Reduktion

Reduktion bedeutet Elektronenaufnahme; die Oxidationszahl des reduzierten Atoms sinkt, und das aufnehmende Teilchen wirkt als Oxidationsmittel gegenüber dem Donor.

Oxidationszahlen

Oxidationszahlen geben die fiktive Ladung eines Atoms in einer Verbindung an; Sauerstoff ist meist −II, Wasserstoff meist +I, und die Summe ergibt die Gesamtladung.

Galvanische Zelle

In einer galvanischen Zelle läuft die Redoxreaktion räumlich getrennt ab: Oxidation an der Anode, Reduktion an der Kathode; die Zellspannung treibt den Elektronenfluss durch den äußeren Stromkreis.

Elektrolyse

Bei der Elektrolyse wird mit einer externen Spannung eine an sich nicht freiwillige Redoxreaktion erzwungen; an der Kathode werden Kationen reduziert, an der Anode Anionen oxidiert.