Zusammenfassung - Allgemeine und anorganische Chemie (1. Semester)

Allgemeine & Anorganische Chemie

(Zusammenfassung von Übung, Tutorium und Vorlesung in eigenen Worten)

Übung 1

Merken:
Proton:

• Ladung: Positiv geladen q = +e (q = Ladung)

• Aufenthaltsort: Atomkern

• Masse: 1,6 *10−24

• Protonenanzahl bestimmt die Art des Atoms

Neutron

• Ladung: Neutral geladen q = 0

• Aufenthaltsort: Atomkern

• Masse 1,6*10−24

• Besonderheit: Isotope

Elektron

• Ladung: Negativ geladen q = -e

• Aufenthaltsort: Atomhülle (Orbitale)

• Masse: 1*10−28

• Erzeugt Atombindungen/Kovalente Bindungen

„Z“ = Ordnungszahl (Protonenzahl); Elektronenzahl (aufpassen bei Na+ Beispiel)

„A“ = Nukleonenzahl; Massenzahl (Anzahl der Protonen und Neutronen im Kern)
(𝐴) 12
(𝑍) 6𝐸 = 126𝐶

„e“ = Elektronenzahl (z.B. Na+ alles bleibt gleich, außer Elektronenzahl)

Isotope: Elemente, deren Atome die gleiche Ordnungszahl, aber unterschiedliche Massenzahl aufweisen.

Bsp. Chlor besitzt zwei stabile Isotope in der Natur

Avogrado-Konstante NA = 6,022 * 1023 mol-1

Teilchenanzahl in 1 mol = 6,022 * 1023 Teilchen

Mol:

- ein Mol ist eine Einheit für eine bestimmte Anzahl von Teilchen (6,022 * 1023 Teilchen in einem Mol).

- Teilchen können Atome, Ionen, Moleküle oder z.B Elektronen sein.

- Wie viele Teilchen sind in einem Mol z.B. Wasser, Ethanol,…… drinn? 6,022 * 1023 Teilchen!

- 1 mol Wasser-Moleküle besteht aus 2 mol Wasserstoff-Atomen und 1 mol Sauerstoff-Atomen.

→ In einem mol Wasser-Moleküle sind also 3 mol Atome enthalten.

Man braucht definierte Einheiten so, dass alle mit den gleichen Werten rechnen.

, Relative Atommasse:

- Relative Atommasse u = 1/12 * ( 126𝐶 − 𝐴𝑡𝑜𝑚)
- Relative Atommasse = Mittlere Atommasse nach Anteilen der stabilen Isotope

Anteil Masse
35
17𝐶𝑙 0,76 * 35 = 26,6
37
17𝐶𝑙 0,24 * 37 = 8,88

Relative Atommasse = 35,48

Molare Masse des ´12 C-Isotops = 12

Atomare Masse u = 1/12 * M (´12C) = 1,66 * 10 ´-24 g
NA

Symbol mit 80 Protonen und 122 Neutronen?

→ Quecksilber, wahrscheinlich Isotop aufgrund der unterschiedlichen Massenzahl (200)

Formel:

Protonenzahl/Elektronenzahl Z = A (Nukleonenzahl) – Neutronenzahl

Nukleonenzahl A = Z (Protonenzahl/Elektronenzahl) + Neutronenzahl

Neutronenzahl = A (Nukleonenzahl) – Z (Protonenzahl/Elektronenzahl)



Übung 2

Merke:
Elektronenkonfiguration:

1. Jedes Orbital kann zwei Elektronen aufnehmen.

2. Die Orbitale werden mit zunehmender Orbitalenergie besetzt.

3. Orbitale mit selber Nebenquantenzahl werden zunächst einfach besetzt (Hund´sche Regel).

4. Die Elektronen müssen sich mindestens in einer Quantenzahl unterscheiden (Pauli-Prinzip).

1s´2 → 2s´2 → 2p´6 → 3s´2 → 3p´6 → 4s´2 → 3d´10 → 4p´6 → 5s´2 → 4d´10 → 5p´6 → 6s´2 → 4f´14 → 5d´10 → 6p´6