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
(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
