Chemie für Ahnungslose: eine Einstiegshilfe für Studierende ; mit 31 Tabellen
Gespeichert in:
| 1. Verfasser: | |
|---|---|
| Format: | Buch |
| Sprache: | German |
| Veröffentlicht: |
Stuttgart [u.a.]
Hirzel
2005
|
| Ausgabe: | 5. Aufl. als unveränd. Nachdr. der 4. Aufl. von 2004 |
| Schlagworte: | |
| Online-Zugang: | Inhaltsverzeichnis |
| Beschreibung: | XI, 127 S. graph. Darst. |
| ISBN: | 3777613010 |
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|---|---|
| adam_text | VII
Inhaltsverzeichnis
1 Einführung.................................................... 1
2 Übersicht über die Aggregatzustände............................... 1
3 Stoffe, Gemische, Reinstoffe, Elemente.............................. 2
4 Die Einteilung der Reinstoffe-einige wichtige Begriffe.................. 2
5 Elemente und ihre Symbole.....................................- ■ 3
5.1 Die erslen zwanzig Elemente (Ordnungszahl 1-20)................. 3
5.2 Weitere wichtige Elemente.........,............,............... 4
6 DeT Bau des Atoms.............................................. 5
6.1 Das Kern-Hülle Modell......................................... 5
6.2 Bestandteile Yon Atomkern und Elektranenhiille................... 5
6.3 Oer Bau des Atomkerns bei den einzelnen Elementen . ♦............. 6
6.3.1 Protoaen..................................................... 6
6.3.2 Neutronen und Isotope...........................,............. 7
6.3.3 Schreibweise................................................. 7
7 Das Schalenmodell der Atomhülle.................................. 8
7.1 Die Besetzung der Energiestufen mit Elektronen . . , ,,.............. 9
7.2 Die Verwendung des Periodensystems der Elemente...............- 9
B Ionen . ,,,.................................................... 12
8.1 Die
8.2 Die Elektronenafflnität....................................,.... 12
8.3 Die Ionisierung des Aluminium-Atoms.........,.................. 12
8.4 Schreibwelse.......................,......................... 13
5.5 Zusammenfassung und wichtige Fachbegriffe...................... 13
9 Das Reaktionsschema........................................... 14
10 Das Gesetz von der Erhaltung der Masse............................. 14
11 Chemische Gleichungen.......................................... 13
11.1 Ihre Aufgabe in der Chemie..................................... IS
11.2 Die Formeln chemischer Verbindungen - der MoleküLbegriff......... 15
11.3 Das „Aufstellen von chemischen Gleichungen..................... 17
11.4 Übungen..................................................... 18
12 Energiebeteiligung bei chemischen Reaktionen........................ 20
12.1 Beispiele..........,......................................... 20
;l2.l.i Die Knallgasreaktion........................................... 20
12.1.2 Die Zerlegung von Wasser mittels Gleichstrom..................... 20
12.2 Die exotherme Reaktion........................................ 20
12.3 Die endotherme Reaktion.............,......................... 21
12.4 Die Reaktionsenthalpie AHR..................................... 21
13 Die atomare Masseneinheit v...................................... 22
VIM
14
15 Das Mol...................................................... 23
16 DieAvogadro- odeT Loschmidtsche Zahl.................,........... 24
17 Stoffmengen und Stoffportionen................................... 24
18 Das molare Volumen............................................ 26
19 Die verschiedenen Aussagen chemischer Gleichungen.................. 26
20 Gebräuchliche st öchioinetr Ische Größen und Formeln .........*........ 27
21 Dezimale Vielfache und Teile von Einheiten.......................... 28
22 5löthlometrische Berechnungen und Übungen........................ 29
22.1 Tipps zur systematischen Vorgehensweise................... 30
11.1 Beispiele für immer wiederkehrende stöchiametrlsthe
Berechnungen...................................... 30
23 Die Elementgruppen des „verkürzten Periodensystems.........,...... 34
13.l Die Hauptgr
23.2 Kuricharakteristik der Hauptgruppen............................ 35
24 Die Bindungswertigkeit.......................................... 37
24.1 Definition der stöchiometrischen Wertigkeit...................... 37
24.2 Praktische Anwendung........................................ 38
25 Edelgaskonfiguration und Okteltregel.............................. 40
55.1 Die Elektronenkonfiguration der Edelgase........................ 40
25.2 Das Elektronenoktett.......................................... 41
25.3 Die Valenzelektronen.......................................... 41
25.4 Ausblick auf die Vorgänge in den Elektronenhüllen während
chemischer Reaktionen........................................ 42
35-4.1 Alkalimetalle................................................. 42
25.4.2 Erdalkalimetalle.............................................. 42
2^.4.3 Halogene.................................................... 43
26 Salze........................................................ 44
26.1 Bedeutung der Salze..........................,............... 44
26.2 Leitfähigkeit von Salzlbb-ung^n.................................. 45
26.2.1 Leitfähigkeitsprüfer........................................... 45
26.2.2 Folgerungen aus der Leitfähigkeit einer Salzlosung
oder -schmelze..........,.................................... 46
26.3 Bindungsverhältnisse und räumliche Strukturen in Salzen........... 46
26.3.1 Die lonenbindung............................................. 46
26.3.2 Das lonengitter............................................... 47
26.4 Chemische Formeln für Salze................................... 47
26.5 Wichtige Salze in der anorganischen Chemie...................... 48
26.5.1 Salze der Hauptgruppenelemente ajs einatomigen Ionen........... 49
26.5.2 Salze mit wechselnden Wertigkeiten............................. 49
Inhaltsverzeichnis
26.5-3 Salze mit mehratomigen Ionen.................................. 49
26.6 Eigenschaften von lonenverbindungen............................ 50
27 Die Atombindung............................................... 51
27.1 Die
27.1.1 LEWIS-Fomeln der Elemente Wasserstoff, Sauerstoff, Stickstoff und
Fluor........................................................ 51
27.1.2 Nicht bindende Elektronenpaare................................. 52
27.2 BindungsverhäLtnisse und PSE am Beispiel der zweiten Periode...... 52
27.3 Beispiele.................................................... 53
27.4 Zusammenfassung...................,........................ 54
28 Diamant und Graphit- Modifikationen des Kohlenstoffs................. 55
25.1 Atomgitter................................................... 55
28.2 Modifikationen eines Elementes........,........................ 55
28.3 Diamant und Graphit im Vergleich............................... 55
29 Die Elektranegalivität...............................,........... 56
29.1 Elektranegativitäten und PSE................................... 57
29.2 Elektronegativitat und Reaktivität................................ 57
30 Die
30.1 Die Bindung im Chlorwasserstoffmolekül......................... 59
30.2 Die Bindungen im Wassermoleküi............................... 59
30.3 Die Bindungen im Ammoniakmolekül............................. 60
30.4 Moleküle mit polaren Bindungen ohne Dipoleigenschaften.......... 60
31 Der räumliche Bau von Molekülen.................................. 60
31.1 Regeln zur Ermittlung des Molekülbaus........................... 60
31.2 Molekülbeispiele mit vier Elektronenpaaren....................... 61
31.3 Übersicht über geometrische Formen in Molekülen................. 62
32 Wechselwirkungen zwischen StoffteUchen ........................... 62
32.1 Van-der-Waals-Kräfle.......................................... 63
32.1.1 Van-der-Waals-Kräfte am Beispiel der Halogene,,.................. 63
32.2 Wasserstoffbrückenbindungen.................................. 64
32.3 Dipol-Dipal-Wechselwirkungen.................................. 64
32.4 Lbsungsvorgärige und Lösungsmittel.......,..................... 65
32.4.1 Wasser als Lösungsmittel
32.4.2 Unpolare Lösungsmittel........................................ 66
32.43 Zusammenfassung und Fachausdrucke........................... 66
33 MassenanteH und Volumenanteil................................... 67
34
35 Das Aufspalten von Atombindungen................................. 6S
35.1 Homolyse....................,............................... 69
35.1.1 Der Reaktionsmechanisrnus der
351.2 Zusammenfassung und Fachbegriffe............................. 70
55.2 Heterolyse................................................... 70
Inhaltsverzeichnis
35.2.1 Reaktion zwischen Chlorwasserstoff und Wasser.................. 70
35.2.2 Zusammenfassung und Fachbegrtffe............................. 71
36
36.1 Grundlegende^.zu Säuren und Basen............................ 72
36.2 Die Säure Base-Reaktion...................................... 73
36.2.1 Beispiele.................................................... 73
36.3 Ampholyte................................................... 74
36.3.1 Wasser - Ampholyt und Lösungsmittel........................... 74
363.2 Andere Ampholyte............................................ 75
3É.4
36.5 5aure und alkalische Lösungen................................. 77
36.6 Der Neutralpunkt einer Lösung.................................. 71
36.7 Der pH-Wert................................................. 78
36.8 Zusammenhänge zwischen der Oxaniumionenkonzentration c(H3O+)
und der Hydroxidionenkonzentration e(QH~)...................... 79
36.9 Indikatoren.......,................,...................,..... 80
36.10 Die
36.10.1 Die Bedeutung der H^O+ und OH-Ionen ...............,......... 81
36.10.2 Salzbildung durch Neutralisation................................ 82
36.11 Die Säure-Base Titration....................................... 82
36.12 Berechnungen zur Säure-Base-Titration.......................... 83
36.12.1 Grundlegende Betrachtungen................................... 83
36.12.2 Aufgaben.................................................... 84
36.123 Lösungen.......,___........................................ 85
37 Elektronenübergänse........................................... 88
37.1 Die Bedeutungsentwicklung der Begriffe
37.2 Einige typische Redoxreaktionen................................ 39
37.3 Formaler Umgang mit Redoxvorgängen..................,........ 90
37.3.1 Grundsätzliches.............................................. 90
37.3.2 Oxidattonszahlen............................................. 90
37.3.3 Übungen zur Ermittlung von Oxidationszahlen..................... 92
37.3.4 Oxidationszahlen in sauerstoffhaltigen Salzen .................... 93
37.3.5 Die Erstellung von
37.3.6 Das „Aufstellen von Redoxgleichungen an Beispielen.............. 95
38 Einführung in die Organische Chemi«...............................101
3B.1 Geometrie der Bindungen in organischen Molekülen...............101
38.1.1 Einfachbindungen............................................102
38.1.2 Doppelbindungen.............................................103
35.1.3 Dreifachbindungen............................................103
35.2 Homologe Reihen.............................................104
38.3 Nomenklatur
38.4 Schreibweisen
3Q,b Nomenklatur
35.6 Die homologe Reihe der Alkane......................,..........106
38.7 Die homologe Reihe der Alkene.................................107
3B.8 Die homologe Reihe der Alkine.....,............................107
38.9 Seitenketten und Alkylreste.....................................108
38.10
38.11 Sauerstoffhaltige organische Verbindungen..............,........109
38.12 Alkohole.....................................................110
38.13 Carbonylverbindungen.........................................112
3B.14 Aldehyde....................................................113
38.15 Ketone......................................................113
38.16 Carbonsäuren................................................114
38.17 Redoxreaktionen in der Organischen Chemie......................113
38.17.1 OxidatiDnszahlen für C-Atome...................................HS
3B.17.2 Oxidatiorisstufen des Kohlenstoffs in seinen Verbindungen..........116
3B.17.3 Die Silberspiegelprobe -ein Beispiel.............................117
38.17.4 Die Fehlingsche Probe - ein zweites Beispiel......................113
38.18 Überblick - organische Stoffklassen..............................113
Weiterführende Literatur..............................................119
Stichwortverzeichni&.......................,.........................121
|
| adam_txt |
VII
Inhaltsverzeichnis
1 Einführung. 1
2 Übersicht über die Aggregatzustände. 1
3 Stoffe, Gemische, Reinstoffe, Elemente. 2
4 Die Einteilung der Reinstoffe-einige wichtige Begriffe. 2
5 Elemente und ihre Symbole.- ■ 3
5.1 Die erslen zwanzig Elemente (Ordnungszahl 1-20). 3
5.2 Weitere wichtige Elemente.,.,. 4
6 DeT Bau des Atoms. 5
6.1 Das Kern-Hülle Modell. 5
6.2 Bestandteile Yon Atomkern und Elektranenhiille. 5
6.3 Oer Bau des Atomkerns bei den einzelnen Elementen . ♦. 6
6.3.1 Protoaen. 6
6.3.2 Neutronen und Isotope.,. 7
6.3.3 Schreibweise. 7
7 Das Schalenmodell der Atomhülle. 8
7.1 Die Besetzung der Energiestufen mit Elektronen . . , ,,. 9
7.2 Die Verwendung des Periodensystems der Elemente.- 9
B Ionen . ,,,. 12
8.1 Die
8.2 Die Elektronenafflnität.,. 12
8.3 Die Ionisierung des Aluminium-Atoms.,. 12
8.4 Schreibwelse.,. 13
5.5 Zusammenfassung und wichtige Fachbegriffe. 13
9 Das Reaktionsschema. 14
10 Das Gesetz von der Erhaltung der Masse. 14
11 Chemische Gleichungen. 13
11.1 Ihre Aufgabe in der Chemie. IS
11.2 Die Formeln chemischer Verbindungen - der MoleküLbegriff. 15
11.3 Das „Aufstellen" von chemischen Gleichungen. 17
11.4 Übungen. 18
12 Energiebeteiligung bei chemischen Reaktionen. 20
12.1 Beispiele.,. 20
;l2.l.i Die Knallgasreaktion. 20
"12.1.2 Die Zerlegung von Wasser mittels Gleichstrom. 20
12.2 Die exotherme Reaktion. 20
12.3 Die endotherme Reaktion.,. 21
12.4 Die Reaktionsenthalpie AHR. 21
13 Die atomare Masseneinheit v. 22
VIM
14
15 Das Mol. 23
16 DieAvogadro- odeT Loschmidtsche Zahl.,. 24
17 Stoffmengen und Stoffportionen. 24
18 Das molare Volumen. 26
19 Die verschiedenen Aussagen chemischer Gleichungen. 26
20 Gebräuchliche st öchioinetr Ische Größen und Formeln .*. 27
21 Dezimale Vielfache und Teile von Einheiten. 28
22 5löthlometrische Berechnungen und Übungen. 29
22.1 Tipps zur systematischen Vorgehensweise. 30
11.1 Beispiele für immer wiederkehrende stöchiametrlsthe
Berechnungen. 30
23 Die Elementgruppen des „verkürzten" Periodensystems.,. 34
13.l Die Hauptgr
23.2 Kuricharakteristik der Hauptgruppen. 35
24 Die Bindungswertigkeit. 37
24.1 Definition der stöchiometrischen Wertigkeit. 37
24.2 Praktische Anwendung. 38
25 Edelgaskonfiguration und Okteltregel. 40
55.1 Die Elektronenkonfiguration der Edelgase. 40
25.2 Das Elektronenoktett. 41
25.3 Die Valenzelektronen. 41
25.4 Ausblick auf die Vorgänge in den Elektronenhüllen während
chemischer Reaktionen. 42
35-4.1 Alkalimetalle. 42
25.4.2 Erdalkalimetalle. 42
2^.4.3 Halogene. 43
26 Salze. 44
26.1 Bedeutung der Salze.,. 44
26.2 Leitfähigkeit von Salzlbb-ung^n. 45
26.2.1 Leitfähigkeitsprüfer. 45
26.2.2 Folgerungen aus der Leitfähigkeit einer Salzlosung
oder -schmelze.,. 46
26.3 Bindungsverhältnisse und räumliche Strukturen in Salzen. 46
26.3.1 Die lonenbindung. 46
26.3.2 Das lonengitter. 47
26.4 Chemische Formeln für Salze. 47
26.5 Wichtige Salze in der anorganischen Chemie. 48
26.5.1 Salze der Hauptgruppenelemente ajs einatomigen Ionen. 49
26.5.2 Salze mit wechselnden Wertigkeiten. 49
Inhaltsverzeichnis
26.5-3 Salze mit mehratomigen Ionen. 49
26.6 Eigenschaften von lonenverbindungen. 50
27 Die Atombindung. 51
27.1 Die
27.1.1 LEWIS-Fomeln der Elemente Wasserstoff, Sauerstoff, Stickstoff und
Fluor. 51
27.1.2 Nicht bindende Elektronenpaare. 52
27.2 BindungsverhäLtnisse und PSE am Beispiel der zweiten Periode. 52
27.3 Beispiele. 53
27.4 Zusammenfassung.,. 54
28 Diamant und Graphit- Modifikationen des Kohlenstoffs. 55
25.1 Atomgitter. 55
28.2 Modifikationen eines Elementes.,. 55
28.3 Diamant und Graphit im Vergleich. 55
29 Die Elektranegalivität.,. 56
29.1 Elektranegativitäten und PSE. 57
29.2 Elektronegativitat und Reaktivität. 57
30 Die
30.1 Die Bindung im Chlorwasserstoffmolekül. 59
30.2 Die Bindungen im Wassermoleküi. 59
30.3 Die Bindungen im Ammoniakmolekül. 60
30.4 Moleküle mit polaren Bindungen ohne Dipoleigenschaften. 60
31 Der räumliche Bau von Molekülen. 60
31.1 Regeln zur Ermittlung des Molekülbaus. 60
31.2 Molekülbeispiele mit vier Elektronenpaaren. 61
31.3 Übersicht über geometrische Formen in Molekülen. 62
32 Wechselwirkungen zwischen StoffteUchen . 62
32.1 Van-der-Waals-Kräfle. 63
32.1.1 Van-der-Waals-Kräfte am Beispiel der Halogene,,. 63
32.2 Wasserstoffbrückenbindungen. 64
32.3 Dipol-Dipal-Wechselwirkungen. 64
32.4 Lbsungsvorgärige und Lösungsmittel.,. 65
32.4.1 Wasser als Lösungsmittel
32.4.2 Unpolare Lösungsmittel. 66
32.43 Zusammenfassung und Fachausdrucke. 66
33 MassenanteH und Volumenanteil. 67
34
35 Das Aufspalten von Atombindungen. 6S
35.1 Homolyse.,. 69
35.1.1 Der Reaktionsmechanisrnus der
351.2 Zusammenfassung und Fachbegriffe. 70
55.2 Heterolyse. 70
Inhaltsverzeichnis
35.2.1 Reaktion zwischen Chlorwasserstoff und Wasser. 70
35.2.2 Zusammenfassung und Fachbegrtffe. 71
36
36.1 Grundlegende^.zu Säuren und Basen. 72
36.2 Die Säure Base-Reaktion. 73
36.2.1 Beispiele. 73
36.3 Ampholyte. 74
36.3.1 Wasser - Ampholyt und Lösungsmittel. 74
363.2 Andere Ampholyte. 75
3É.4
36.5 5aure und alkalische Lösungen. 77
36.6 Der Neutralpunkt einer Lösung. 71
36.7 Der pH-Wert. 78
36.8 Zusammenhänge zwischen der Oxaniumionenkonzentration c(H3O+)
und der Hydroxidionenkonzentration e(QH~). 79
36.9 Indikatoren.,.,.,. 80
36.10 Die
36.10.1 Die Bedeutung der H^O+ und OH-Ionen .,. 81
36.10.2 Salzbildung durch Neutralisation. 82
36.11 Die Säure-Base Titration. 82
36.12 Berechnungen zur Säure-Base-Titration. 83
36.12.1 Grundlegende Betrachtungen. 83
36.12.2 Aufgaben. 84
36.123 Lösungen.,_. 85
37 Elektronenübergänse. 88
37.1 Die Bedeutungsentwicklung der Begriffe
37.2 Einige typische Redoxreaktionen. 39
37.3 Formaler Umgang mit Redoxvorgängen.,. 90
37.3.1 Grundsätzliches. 90
37.3.2 Oxidattonszahlen. 90
37.3.3 Übungen zur Ermittlung von Oxidationszahlen. 92
37.3.4 Oxidationszahlen in sauerstoffhaltigen Salzen . 93
37.3.5 Die Erstellung von
37.3.6 Das „Aufstellen von Redoxgleichungen" an Beispielen. 95
38 Einführung in die Organische Chemi«.101
3B.1 Geometrie der Bindungen in organischen Molekülen.101
38.1.1 Einfachbindungen.102
38.1.2 Doppelbindungen.103
35.1.3 Dreifachbindungen.103
35.2 Homologe Reihen.104
38.3 Nomenklatur
38.4 Schreibweisen
3Q,b Nomenklatur
35.6 Die homologe Reihe der Alkane.,.106
38.7 Die homologe Reihe der Alkene.107
3B.8 Die homologe Reihe der Alkine.,.107
38.9 Seitenketten und Alkylreste.108
38.10
38.11 Sauerstoffhaltige organische Verbindungen.,.109
38.12 Alkohole.110
38.13 Carbonylverbindungen.112
3B.14 Aldehyde.113
38.15 Ketone.113
38.16 Carbonsäuren.114
38.17 Redoxreaktionen in der Organischen Chemie.113
38.17.1 OxidatiDnszahlen für C-Atome.HS
3B.17.2 Oxidatiorisstufen des Kohlenstoffs in seinen Verbindungen.116
3B.17.3 Die Silberspiegelprobe -ein Beispiel.117
38.17.4 Die Fehlingsche Probe - ein zweites Beispiel.113
38.18 Überblick - organische Stoffklassen.113
Weiterführende Literatur.119
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