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Ampholyt
Von Amphothere Elektrolyte: Ein amphoterer Stoff, der sich durch basische und saure hydrophile Gruppen je nach Bedingungen als Säure oder Base verhalten kann. Vgl. Autoprotolyse)
amphoter
von gr. amfoteroV (amphoteros) - beidseitig
1. Als amphoter bezeichnet man Stoffe, die je nach Reaktionsbedingungen sich sowohl wie Säuren als auch wie Basen verhalten können. Das bekannteste Beispiel ist sicher das Wasser:
Wasser als Base: HCl(g) + H2O(l) = Cl-(aq) + H3O+(aq)
Wasser als Säure: NH3(g) + H2O(l) = NH4+(aq) + OH-(aq)
2. Ein Stoff, der sich sowohl in Säuren als auch in Basen löst wird ebenfalls als amphoter bezeichnet, hier liegt der Betrachtungsschwerpunkt auf einem makroskopisch beobachtbaren Verhalten, es steckt natürlich die gleiche Reaktion dahinter!
Bsp. Aluminium löst sich sowohl in verdünnten Säuren als auch in Basen, ist gegenüber neutralem Wasser aber beständig (es ist durch eine transparente, nur wenige Atomlagen dicke Oxidschicht gegen weitere Oxidation zwischen pH 4,5-8,5 geschützt)
Anion
Negativ geladene Ionen, wandern zur Anode
Nichtmetalle bilden Anionen durch Aufnahme von Elektronen (i.d.R. wird so eine stabile Valenzschale mit 8 Elektronen erreicht)
Die Ladung entspricht (8 - Hauptgruppennummer), also VII. HG: A-; VI. HG A2- usw.
Die Benennung dieser einfachen Ionen erfolgt durch das Anhängen der Silbe -id an den lateinischen Namen des Elements.
wichtige Beispiele:
Oxid: O2-
Sulfid: S2-
Chlorid: Cl-
Nitrid: N3-
Daneben gibt es sehr wichtige komplexe Anionen, von denen die Sauerstoffverbindungen besondere Bedeutung haben. Das Anion mit der größten Bedeutung erhält die Endung -at (fast immer handelt es sich um das Sauerstoffanion mit der höchsten Oxidationsstufe des Zentralteilchens (Ox-Stufe = HG-Nummer), das Anion, in dem das Zentralteilchen die um zwei erniedrigte Oxidationsstufe hat erhält die Endung -it
wichtige Beispiele:
Sulfat: SO42- Sulfit: SO32-
Carbonat: CO32-
Nitrat: NO3- Nitrit: NO2-
Phosphat: PO43-
Besonderheit (weil die zweithöchste Oxidationsstufe die wichtigste ist):
Chlorat: ClO3- Chlorit: ClO2- aber: Perchlorat: ClO4- (obwohl es sich um keine Per-, also eine Sauerstoff-Sauerstoff-Bindung, handelt!)
Bildet eine Säure mehrere Anionen (mehrprotonige Säuren), so werden diese folgendermaßen benannt:
PO43- Phosphat
HPO42- Hydrogenphosphat
H2PO4- Dihydrogenphosphat
H3PO4 Phosphorsäure
Anode
Die Elektrode, an der die Oxidation abläuft.
Bei Elektrolysen der Plus-Pol, die Anionen wandern zur Anode und werden dort entladen.
Bsp.: Elektrolyse von Zinkbromid zum Aufladen der Zink-Brom-Batterie: Anodenvorgang: 2 Br- --> Br2 + 2 e-
Dieser Vorgang läuft erzwungen ab, es werden Elektronen freigesetzt, dies geschieht am Plus-Pol.
Bei elektrochemischen Elementen (“Batterien”) ist die Anode aber der Minus-Pol:
Bsp.: Entladevorgang bei der Zink-Brom-Batterie: Nun läuft die Oxidation am Zinkblech ab: Zn --> Zn2+ + 2e-
Dieser Vorgang läuft freiwillig ab, am Zinkblech entsteht ein Elektronenüberschuss, also ist hier der Minus-Pol.
Atombindung
vgl. Elektronenpaarbindung
Autoprotolyse
vor allem vom Wasser bekannt, ungefähr 2 von 109 Wassermolekülen reagiert mit einem andern Wassermolekül gemäß
H2O + H2O = H3O+ + OH-
Dabei dient das Wassermolekül sowohl als Protonendonator als auch als Akzeptor, ist also ein Ampholyt.
Eine schöne Animation zur Autoprotolyse kann man hier ansehen.
Die Gleichgewichtskonstante beträgt K = 3,25*10-17 (25°C), mit c(H2O)=55,5 mol/L kann man die als konstant angesehene Waserkonzntration in die Konstante ziehen und erhält das Ionenprodukt des Wassers mit KW=10-14 mol2/L2
Viele andere Stoffe zeigen ebenfalls Autoprotolyse, i.d.R. aber in weit geringerem Maß,
z.B. Schwefelsäure: H2SO4 + H2SO4 = HSO4- + H3SO4+
Ammoniak: NH3 + NH3 = NH2- + NH4+
Base
Eine Base ist ein Stoff, der Protonen aufnehmen kann (Protonenakzeptor) (Definition von Brönsted und Lowry)
Basisgrößen
Zur Zeit gültig ist das SI-System (Système International d´Unites). Alle anderen Größen sind von diesen sieben Basisgrößen abgeleitet.
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Basisgröße
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übliche Symbole
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Einheit
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Name
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Abkürzung
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Länge
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s, l, b, h, d
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das Meter
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m
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Masse
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m
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das Kilogramm
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kg
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Zeit
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t
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die Sekunde
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s
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elektrische Stromstärke
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I
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das Ampère
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A
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Temperatur (thermodynamische)
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T
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das Kelvin
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K
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Stoffmenge
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n
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das Mol
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mol
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Lichtstärke
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Iv
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die Candela
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cd
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Carbonylgruppe
Die Carbonylgruppe =(C=O) ist die kennzeichnende Gruppe der Alkanale (Aldehyde) (endständige Gruppe -CHO) und der Alkanone (Ketone) (nicht endständige Gruppe). Die Moleküle sind durch die starke Polarität dieser Gruppe aprotische, polare Lösungsmittel.
Carboxyl-Gruppe
Die Carboxylgruppe -COOH ist die kennzeichnende Gruppe der Carbonsäuren, sie kann formal als Hydroxy- und Carbonyl-Gruppe betrachtet werden. Da das Anion, das bei der Abgabe des Protons entsteht, mesomeriestabilisiert ist, sind Moleküle mit dieser Gruppe Säuren (Protonendonatoren).
Dipol
Bei Dipolen sind die Ladungen ungleichmäßig verteilt, dadurch richten sie sich im elektrischen Feld aus (im Gegensatz zu Ionen, die im elektrischen Feld wandern) Dipol-Moleküle sind elektrisch neutrale Moleküle mit einem positiven und einem negativen Pol. Beispiel: Das Wassermolekül ist insgesamt elektrisch neutral. Durch die Elektronegativität sind die Ladungen jedoch ungleichmäßig verteilt, da es gewinkelt gebaut ist (Begründung für den gewinkelten Bau: VSEPR-Modell)
Dipol-Dipol-Wechselwirkungen
gehören zu den intermolekularen (zwischenmolekularen) Wechselwirkungen. Sie sind 10-100x schwächer als Wasserstoffbrückenbindungen und 10-100x stärker als van-der-Waals-Kräften. D. werden durch permanente Dipole hervorgerufen und basieren auf elektrostatischen Anziehungskräften.
Edukt
Ausgangsstoff einer chemischen Reaktion
Elektrolyse
Die Zerlegung eines Stoffes durch elektrischen Strom.
Bsp.: die Zerlegung von Kupferchlorid:
Anodenvorgang: 2 Cl- --> Cl2 + 2 e-
Kathodenvorgang: Cu2+ + 2 e- --> Cu
---------------------------------------------------
Gesamtreaktion: Cu2+ + 2 Cl- --> Cu + Cl2
Elektronegativität EN
Ein Maß für die Stärke, mit der ein Atom Bindungselektronenpaare anzieht. Sie ist dimensionslos.
Elektronenpaarbindung
Synonyme: Atombindung, kovalente Bindung
Die Ausbildung eines gemeinsamen Elektronenpaares zwischen den Atomen eines Moleküls. Typisch bei Atomen, deren Elektronegativitätsdifferenz kleiner 1,7 ist, z.B. die meisten Metall/Nichtmetall-Bindungen und Nichtmetall/Nichtmetall-Bindungen.
Bei Metallen: Sonderfall metallische Bindung
endotherm
Bei einer endothermen Reaktion muss während der chemischen Reaktion Energie zugeführt werden, damit sie in chemische Energie umgewandelt werden kann.
oder: bei einer endothermen Reaktion kühlt das Reaktionsgemsich ab, die benötigte Reaktionsenergie wird der Umgebung entzogen.
exotherm
Bei einer exothermen Reaktion wird Energie, meist in Form von Wärme, abgegeben.
oder: bei einer exothermen Reaktion erwärmt sich das Raktionsgemisch, Wärmeenergie wird an die Umgebung abgegeben.
Gasgleichung, ideale
Bei idealen Gasen gibt es direkt proportionale Zusammenhänge zwischen Druck p/hPa, Temperatur T/K, Stoffmenge n/mol und Volumen V/L:
p*V=n*R*T
Die Konstante der Gleichung ist die Gaskonstante R = 83,14472 hPa*L/(mol*K)
Gas, ideales
Liegen Gase in hinreichend geringer Konzentration vor, so können die Wechselwirkungen der Teilchen untereinander und mit der Gefäßwand sowie das Eigenvolumen vernachlässigt werden. Nur für ideale Gase gilt die ideale Gasgleichung.
hydrophil (wasserfreundlich)
Man bezeichnet einen Stoff als hydrophil, wenn er in Wasser löslich ist.
hydrophob (wasserabstoßend)
Man bezeichnet einen Stoff als hydrophob, wenn er nicht in Wasser löslich ist.
Hydroxy-Gruppe
Eine Hydroxy-Gruppe (-OH), ersetzt formal in Kohlenwasserstoffen ein Wasserstoffatom. Liegt eine Hydroxy-Gruppe vor, so können i.d.R. Wasserstoffbrückenbindungen ausgebildet werden. Die Hydroxy-Gruppe ist die typische Gruppe der Alkohole, ist aber auch in der Carboxyl-Gruppe der Carbonsäuren enthalten.
intermolekulare Wechselwirkungen
Wechselwirkungen zwischen Molekülen, sie sind z.B. für Siedetemperatur und Viskosität verantwortlich.
hierzu zählen (in zunehmender Stärke)
- van der Waals-Kräfte
- Dipol-Dipol-Wechselwirkungen
- Wasserstoffbrückenbindungen
intramolekulare Bindungen
Die Bindungen zwischen Atomen, die zu Molekülen führen.
Hierzu zählen:
- Polare und unpolare Atombindung (Synonym: kovalente Bindung, Elektronenpaarbindung)
- Metallbindung
- Ionenbindung
- Komplexbindung
Ion
von gr. ionoV (ionos) - der Wanderer
Ein elektrisch geladenes Atom oder Molekül. Ionen wandern im elektrischen Feld. Es gibt Kationen (positiv geladen) und Anionen (negativ geladen)
Ionenbindung
Katalyse
zu diesem Thema ist leider noch kein eigener Eintrag vorhanden, aber auf der Seite
http://dc2.uni-bielefeld.de/dc2/katalyse/index.html befindet sich hervorragendes Material zum Thema!
Kathode
Die Elektrode, an der die Reduktion abläuft.
Bei Elektrolysen der Minus-Pol, die Kationen wandern zur Kathode und werden dort entladen.
Bsp.: Elektrolyse von Zinkbromid zum Aufladen der Zink-Brom-Batterie: Kathodenvorgang: Zn2+ + 2 e- --> Zn
Dieser Vorgang läuft erzwungen ab, es werden Elektronen freigesetzt, dies geschieht am Minus-Pol.
Bei Entladen von elektrochemischen Elementen (“Batterien”) ist die Kathode aber der Plus-Pol:
Bsp.: Entladevorgang bei der Zink-Brom-Batterie: Nun läuft die Reduktion an der anderen Elektrode ab: Br2 + 2e- --> 2 Br-
Dieser Vorgang läuft freiwillig ab, an der Bromelektrode (z.B. aus Graphit) entsteht ein Elektronenmangel, also ist hier der Plus-Pol.
Kation
Positiv geladene Ionen, wandern zur Kathode.
Metalle bilden Kationen durch Abgabe von Elektronen, bei HG-Metallen wird so i.d.R. eine stabile Valenzschale (unbesetzt) erhalten.
Die Ladung der Ionen entspricht bei Hauptgruppenmetallen der ersten drei HG der Gruppennummer, bei Metallen der IV. bis VI. HG der Gruppennummer oder in höheren Perioden der um zwei erniedrigten Gruppennummer (Bsp.: die stabilste Oxidationsstufe des Blei ist +II, daneben kommt auch +IV vor.)
Die Ladung der Übergangsmetall-Ionen lässt sich nur schwer voraussagen.
Daneben gibt es komplexe Kationen, die wichtigsten sind:
Oxonium-Ion H3O+
Ammonium-Ion NH4+
Komplexbindung
kovalente Bindung
vgl. Atombindung
Wortbedeutung: (lat) co - zusammen; valere - stark, gesund sein
lipophil
Man bezeichnet einen Stoff als lipophil, wenn er in fettähnlichen Substanzen löslich ist.
lipophob
Man bezeichnet einen Stoff als lipophob, wenn er nicht in fettähnlichen Substanzen löslich ist.
Leistung
P / W
P=U·I
Die Leistung beträgt ein Watt, wenn 1 Joule elektrischer Energie pro Sekunde verbraucht wird.
Lewis-Säure
Metallbindung
Oxidation
Vom Wortsinn: die Aufnahme von Sauerstoff, erweiterter Oxidationsbegriff: die Abgabe von Elektronen oder die Erhöhung der Oxidationszahl
Oxidationsmittel
ein Stoff, der einen anderen oxidiert und dabei selber reduziert wird (das Oxidationsmittel muss also Sauerstoff abgeben oder allgemeiner Elektronen aufnehmen können) Bsp: Kupferoxid bei der Oxidation von Ethanol zum Ethanal gemäß
CuO + CH3CH2OH = Cu + CH3CHO + H2O
Kupfer(II) wird zum elementaren Kupfer(0) reduziert, das C1 im Ethanol wird von (-I) nach (+I) im Ethanal oxidiert.
oder: Kaliumpermanganat mit Mangan in der Oxidationsstufe +VII kann gut andere Stoffe oxidieren, dabei wird das Mangan(VII) zum Mangan (IV) oder Mangan(II) (je nach Reaktionsbedingungen) reduziert.
Oxidationszahl
Partialladung
pH-Wert
pH von lat. potentia hydrogenii - “Kraft des Wasserstoffs”
der pH-Wert ist definiert als der negative dekadische Logarithmus der Oxonium-Ionen-Konzentration in einer Lösung.
pH = - log {c(H3O+)}
(die geschweiften Klammern bedeuten, dass die Konzentation ohne Einheiten betrachtet wird, da diese nicht logarithmiert werden können)
Der pH-Wert ist anschaulich ein Maß dafür, wie sauer oder basisch eine Lösung ist.
pH < 7 saure Lösung
pH = 7 neutrale Lösung
pH > 7 basische Lösung
Beis
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pH-Wert
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Beispiel
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<0
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starke Säuren wie Salzsäure, Schwefelsäure, Salpetersäure in Konzentrationen > 1mol/L
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0
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starke, einprotonige Säuren mit der Konzentration 1 mol/L (Salzsäure, Salpetersäure)
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1
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2
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3
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4
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5
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6
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7
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8
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9
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10
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11
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12
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14
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>14
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piele:
P r o d u k t
D e r e n t s t e h e n d e S t o ff p polar
Elektronenpaarbindungen, zwischen den Atomen verschiedener Elemente sind polar, da die Atomkerne die Bindungselektronen unterschiedlich stark anziehen.
polare Moleküle
Es handelt sich stets um Dipol-Moleküle, die Ladungsverteilung im Molekül ist unsymmetrisch, diese Moleküle werden im elektrischen Feld ausgerichtet. Beispiel: Wasser, Alkohole, Kohlenstoffmonoxid.
p-q-Formel
Eine Gleichung der Form 0=x²+px+q hat folgende beiden Lösungen:
b
Protolyse (oder Säure-Base-Reaktion)
Eine Protolyse (von gr. Proton - das Erste und lyein - lösen) ist eine Protonenübertragungsreaktion. Eine Säure überträgt ein Proton auf eine Base, analog der Redoxreaktion kann eine Protonenabgabe nur stattfinden, wenn ein Protonenakzeptor vorhanden ist.
Allgemein: HA + B = A- + HB+
Speziell: HCl(g) + H2O(l) = Cl-(aq) + H3O+(aq)
HA/A- und HB+/B bilden jeweils ein korrespondierendes Säure-Base-Paar.
Neben dieser Definition nach Brönsted und Lowry (1923) gibt es auch einen anderen gebräuchlichen Säure-Base-Begriff nach Lewis (1923).
Reduktion
Elektronenaufnahme, gleichbedeutend mit Erniedrigung der Oxidationsstufe.
(Historisch zunächst als Sauerstoffabgabe definiert reicht diese Definition nicht für alle Reaktionen aus, deshalb die erweiterte Definition.)
Reduktionsmittel
ein Stoff, der einen anderen reduzieren kann und dabei selber oxidiert wird (das Reduktionsmittel kann also Sauerstoff aufnehmen oder allgemein Elektronen abgeben) Bsp: Kohlenstoff bzw. Kohlenstoffmonoxid beim Hochofenprozess, unedle Metalle wie Aluminium bei der aluminothermischen Darstellung von Eisen,...
Säure
Eine Säure ist eine Verbindung, die ein Proton abgeben kann (Protonendonator) (Definition von Brönsted und Lowry)
Eine Animation für die Reaktion von Chlorwassertoff in Wasser gibt es hier.
Säure-Base-Reaktion
vgl. Protolyse
Spannung
U / V Potenzialdifferenz U = E/Q (Energie durch Ladung)
Die Spannung entspricht der Arbeit, die man benötigt, um eine elektrische Ladung innerhalb eines elektrischen Feldes von einem Punkt zu einem anderen Punkt zu verschieben – die Spannung ist in diesem Fall die Potentialdifferenz zwischen beiden Punkten.
Strom, elektrischer
bewegte Ladung je Zeiteinheit
Stromstärke
I / A
I = Q/t (Ladung je Zeiteinheit)
Das Ampere entspricht der Stärke eines zeitlich unveränderlichen elektrischen Stromes, der durch zwei geradlinige, parallele und unendlich lange Leiter fließt.
unpolar
Strenge Definition: Wenn das bindende Elektronenpaar symmetrisch zwischen den beiden betrachteten Atomen verteilt ist, dann ist die Bindung unpolar, dies ist dann der Fall, wenn beide Atome die gleiche Elektronegativität haben. Pragmatische Definition: Die Elektronegativitätsdifferenz DEN ist nur gering, in der Praxis betrachtet man Bindungen mit DEN < 0,4 als unpolar.
unpolare Moleküle
Moleküle, die symmetrisch aufgebaut sind, sind keine Dipole, also unpolar. Sie richten sich im elektrischen Feld nicht aus. Dabei ist es unerheblich, ob die Atome aus denen das Molekül aufgebaut ist große Elektronegativitätsdifferenzen aufweisen oder nicht. So ist z.B. Kohlenstoffdioxid ein unpolares Molekül, da sich die negativen Partialladungen der Sauerstoffatome aufheben da der Bindungswinkel 180° beträgt. Andere typische Beispiele: alle zweiatomaren Elemente wie Stickstoff, Sauerstoff, Wasserstoff, Alkane, Alkene, Alkine.
unpolare Atombindung
Die Atombindung (kovalente Bindung / Elektronenpaarbindung) zwischen Atomen gleicher Elektronegativität, also z.B. in allen Nichtmetall-Elementen (außer Edelgasen) wie Sauerstoff O=O, Wasserstoff H-H etc.
Van-der-Waals-Kräfte
Die Anziehungskräfte zwischen unpolaren Molekülen. Sie entstehen durch momentane Asymmetrien in der Elektronendichteverteilung. Dadurch ist ein Molekül kurzzeitig ein Dipol (momentaner Dipol) und kann einem benachbarten Molekül diese Dipoleigenschaften induzieren (induzierte Dipole). Die van-der-Waals-Wechselwirkungen sind die schwächsten intermolekularen Wechselwirkungen. Typische Substanzen sind z.B. die Alkane, dies erklärt auch deren geringe Siedetemperaturen. (Ausführliche Erklärung mit Zeichnungen unter http://www.uni-essen.de/chemiedidaktik/S+WM/Definitionen/Vander.htm)
VSEPR-Modell
Valence Shell Electron Pair Repulsion - Valenzschalen-Elektronenpaar-Abstoßungsmodell
Mit Hilfe dieses Modells sind recht gute Voraussagen über die dreidimensionale Anordnung von Atomen um ein Zentralteilchen möglich.
Wasserstoffbrückenbindung
Eine Bindung zwischen Molekülen (intermolekulare WW) über Wasserstoff-Atome, die an stark elektronegative Atome der Elemente Fluor, Sauerstoff und Stickstoff gebunden sind.
Voraussetzungen:
- positiv polarisiertes Waserstoffatom
- freie Elektronenpaare am elektronegativeren Bindungspartner.
Die Wasserstoffbrückenbindungen sind die stärksten intermolekularen Wechselwirkungen, bekanntestes Beispiel ist das Wasser, andere Beispiele sind Alkohole, Carbonsäuren, aber auch Ammoniak (NH3) und Chlorwasserstoff (HCl)).
Widerstand
R / Ω
R = U/I
der elektrische (ohmsche) Widerstand ist definiert als Spannung durch Stromstärke. Der Widerstand beträgt ein Ohm, wenn bei einer angelegten Spannung von einem Volt ein Ampere Strom fließt.
MitarbeiterInnen am Projekt “Glossar”
Anke Schilles (9b 2006/07)
Ariane Bresgen (Gk 11 2004/05)
Daniel Dostert (Gk Ch 11 2004/05)
Paul Marek (Gk 12 2004/05)
Sarah Schlimper (Gk 11 2004/05)
Martin Sina (Lehrer)
Stephanie Trapp (Gk 11 2004/05)
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