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bestehen beide aus kleinsten Einheiten).
4) Teilchen und Arten chemischer Verbindungen
15) Chemisch unzerlegbare Reinstoffe (Elemente) werden mit Elementsymbolen abgekürzt. Beispiele: Die international festgelegten Symbole der zwölf wichtigsten chemischen Elemente (je 6 Metalle und Nichtmetalle) sind:
Wasserstoff H Kohlenstoff CSauerstoff O Stickstoff NChlor Cl Schwefel SEisen Fe Aluminium AlKupfer Cu Magnesium MgSilber Ag Natrium Na
16) Metalle sind glänzend, verformbar, elektrisch leitend und gute Wärmeleiter. Nichtmetalle leiten den elektrischen Strom nicht (Isolatoren, Nichtleiter).
17) Die kleinstmöglichen Stoffportionen der Elemente sind die Atome. Alle Atome eines Elementes haben annähernd die gleiche Masse. Sie bestehen aus einem Kern und einer Hülle, in der sich negative Ladungen befinden – die Elektronen.
18) Wenn Elemente Verbindungen bilden, dann vereinigen sich die Atome dieser Elemente zu Atomverbänden (z.B. zu Molekülen). Diese Atomverbände sind die kleinstmöglichen Stoffportionen chemischer Verbindungen.
19) Unabhängig von der Masse von chemisch reagierenden Stoffportionen sind bestimmte Mengen von Stoffen einander chemisch gleichwertig. Die Masse m einer Stoffportion (abgewogen in Gramm, g, oder Kilogramm, kg) entspricht deshalb nicht ihrer Stoffmenge n (angegeben in Mol). Vergleichsbeispiel: Auch eine Menge von 10 Menschen hat nicht immer die gleiche Masse, denn 10 Säuglinge wiegen weniger als 10 Sumo-Ringer.
20) Aus den chemischen Grundgesetzen (Merksätze Nr. 11-13) und der Atomhypothese von Dalton (Merksatz Nr. 14) folgt: Chemisch zerlegbare Reinstoffe (Verbindungen) bilden sich aus ihren Elementen auch immer nur in bestimmten Mengenverhältnissen. Beispiele: Die beiden Reaktionen Kupfer + Schwefel → Kupfersulfid zu den beiden Verbindungen Kupfer(I)-sulfid und Kupfer(II)-sulfid verlaufen in folgenden Stoffmengen-Verhältnissen Cu : S = 2:1 (Produkt: Kupfer(I)-sulfid) und Cu : S = 1:1 (Produkt Kupfer(II)-sulfid).
21) a) Verbindungen von Metallen mit Nichtmetallen sind Salze (ionische Verbindungen), b) Verbindungen von Metallen mit Metallen sind Legierungen (metallische Verbindungen) c) Verbindungen von Nichtmetallen mit Nichtmetallen sind molekulare Verbindungen:
Metall + Nichtmetall → Salz
Metall + Metall → Legierung
Nichtmetall + Nichtmetall → molekulare Verbindung.
Beispiele: Kochsalz (Natriumchlorid NaCl) ist eine chemische Verbindung aus dem Leichtmetall Natrium Na und dem grünen Giftgas Chlor: Natrium Na + Chlor Cl → Natriumchlorid NaCl. Das gelbglänzende Messing ist eine Verbindung (Legierung) aus dem rotglänzenden Kupfer und aus Zink. Wasser ist chemisch zerlegbar in brennbares Wasserstoffgas und brandförderndes Sauerstoffgas. Das Gemisch aus beiden Gasen ist explosiv (Knallgas) und reagiert zu Wasserdampf – am heftigsten im Verhältnis 2 : 1; Reaktionsschema hier: Wasserstoff H + Sauerstoff O → Wasser H 2 O
22) Wenn Metalle chemisch reagieren (sich mit anderen Stoffen vereinigen / verbinden), dann geben ihre Atome die äußeren Elektronen aus der Atomhülle ab. Die Anzahl der Außenelektronen entspricht der Hauptgruppen-Nummer im Periodensystem (PSE), der Tabelle der chemischen Elemente.
Nichtmetalle stehen im Periodensystem weiter oben und rechts. Ihre Atome nehmen Elektronen auf (vgl. unten Merksatz 24), Metallatome hingegen geben sie ab ("Oxidation"). Hier im Bild sind links Kohlenstoff und Silizium zu sehen, roter Phosphor, gelbes Schwefelpulver und ganz rechts schwarzglänzende Iodkristalle (eig. Foto).
23) Bei dieser Elektronenabgabe (Oxidation, ox) entstehen aus Metallatomen immer Kationen (positiv geladene Atomteilchen), die Ionenladung entspricht der Hauptgruppenzahl im PSE; bei Nebengruppen wird die Ionenladung als römische Ziffer in Klammern angegeben: Beispiele: Li → Li+ + e- Mg → Mg2+ + 2 e- Cu → Cu2+ + 2 e- [Kupfer(II)-Kation]
24) Nichtmetall-Atome nehmen ein oder mehrere Elektronen auf (Reduktion, red). Sie werden zu Anionen (negativ geladene Teilchen). Die Anzahl ihrer negativen Ladungen entspricht der Hauptgruppenzahl minus acht: Beispiele: Cl + e- → Cl- Hauptgruppe VII O + 2 e- → O2- S + 2 e- → S2- Hauptgruppe VI (rechne hier: VI – 8 = -2; Namen: Oxid-, Chlorid-, Sulfid-Anion)
5) Namen und Formeln chemischer Verbindungen
25) Namen von Salzen aus zwei Elementen bestehen aus dem Metall-Name, ggf. mit Ionenladung, dem Nichtmetall-Namen (oft in lateinischer Form) und der Endung –id
Beispiele: Magnesiumoxid MgO, Natriumchlorid NaCl, Natriumoxid Na2O, Kupfer(I)-sulfid Cu2S, Kupfer(II)-sulfid CuS, Eisen(III)-oxid Fe2O3
Achtung: Wenn Sauerstoff als drittes Element hinzukommt und sich mit dem Nichtmetall verbindet, dann endet der Name auf –at.
Beispiele: Natriumsulfat Na2SO4, Kalziumcarbonat CaCO3
26) Namen von molekularen Verbindungen aus zwei Elementen werden gebildet aus dem Namen des Nichtmetalles, das im PSE weiter links oder weiter unten steht, und dem Namen des zweiten Nichtmetalles (im PSE weiter rechts oder oben). Davor kommt jeweils eine Zahlsilbe für das Mengenverhältnis (siehe Formel): mono = 1, di = 2, tri = 3, tetra = 4, penta = 5, hexa = 6, hepta = 7.
Beispiele: (Mono-)Kohlen(stoff)monoxid CO (giftig!), (Mono-)Kohlen(stoff)dioxid CO2, Distickstofftrioxid N2O3, Distickstoffmonoxid N2O (Lachgas), Kohlenstofftetrachlorid CCl4, Schwefelhexafluorid SF6‘
27) Elementare Gase sind zweiatomig (Ausnahme: Edelgase), da sich ihre Atome miteinander verbinden. Beispiele: Sauerstoff O2, Chlor Cl2, Wasserstoff H2, Iod(dampf) I2, Stickstoff N2.
28) Formeln enthalten kleine, tiefgestellte Zahlen für die Anzahl der Atome im Molekül oder die Mengenverhältnisse der Ionen im Salzkristall. Man bildet sie aus den Namen der Verbindungen nach oben genannten Regeln: Elementsymbole für die Element-Namen einsetzen und kleine, tiefgestellte Zahlen für die Stoffmengenverhältnisse der Elemente in dieser Verbindung.
Hinweis: Dabei müssen Ionenladungen in Salzen immer ausgeglichen werden (Gesamtladung Null), denn Kationen und Anionen bilden nur neutrale Salzkristalle. Beispiel: Al2O3 (aus 2 Al3+ und 3 O2-, kgV = 6)
29) Reaktionsgleichungen geben die (Formeln der) Ausgangsstoffe und (der) Endstoffe wieder. Große Zahlen geben Stoffmengenverhältnisse an, also dass man mehrere Teilchen bestimmter Stoffe (Formeln) braucht.
Beispiel: