Fachbegriffe CHEMIE Klasse 10

Fachbegriffe CHEMIE Klasse 10
Alkan
Anode
Atomrumpf
Außenelektronen
(Valenzelektronen)
Base
Bindung
(Chemische Bindung)
Carbonsäure
Dipol–Molekül
Doppelbindungsregel
Elektrode
Elektronegativität
Elektronenpaarbindung
(Atombindung)
Elektrolyse
Galvanisches Element
Hydroxid–Ion
Ionen
Ionenbindung
Kathode
Metallbindung
Molmasse
(molare Masse)
Eine organische Verbindung mit der allgemeinen Summenformel CnH2n+2.
Negative Elektrode bei galvanischen Elementen, positive Elektrode bei
Elektrolysen. Ort der Oxidation.
Ein positiv geladenes Atom, dem die Außenelektronen fehlen. Besteht aus dem
Atomkern und den vollbesetzten Schalen der Elektronenhülle.
Nach dem Schalenmodell die auf der äußeren Schale vorhandenen Elektronen. Die
Hauptgruppenzahl des Periodensystems entspricht der Anzahl der Außenelektronen.
Basen sind Protonenakzeptoren. Sie bilden mit Wasser alkalische Lösungen, die neben
Hydroxid-Ionen (OH–) Kationen enthalten.
Im wesentlichen werden drei Bindungsarten unterschieden: Metallbindung
(zwischen Metallen), Ionenbindung (zwischen Metall und Nichtmetall) und die
Elektronenpaarbindung (zwischen Nichtmetallen).
Eine organische Verbindung mit der funktionellen Gruppe –COOH.
Insgesamt ungeladenes Molekül mit polaren Elektronenpaarbindungen, bei dem
die Teilladungen unsymmetrisch verteilt sind.
Zwei oder drei Elektronenpaarbindungen zwischen zwei Atomen können nur von
kleinen Atomen ausgehend gebildet werden. An Doppel- und Dreifachbindungen
müssen daher C, N oder O beteiligt sein.
Eine Elektrode ist ein meist metallischer Leiter in Kontakt mit dem angrenzenden
Elektrolyten; man unterscheidet Anode und Kathode.
Ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms, Elektronen einer Elektronenpaarbindung an
zu ziehen.
Bindungsart in Molekülen. Durch Überlagerungen der Elektronenhüllen benachbarter
Atome bilden je zwei Elektronen ein Elektronenpaar, welches die positiven
Atomrümpfe miteinander verbindet. Zwischen zwei Atomen können ein
Elektronenpaar (Einzelbindung), zwei Elektronenpaare (Doppelbindung) oder drei
Elektronenpaare (Dreifachbindung) ausgebildet werden.
Zerlegung einer chemischen Verbindung mit Hilfe elektrischer Energie. Elektrolysen
sind erzwungene Redoxreaktionen.
Anordnung, mit der die bei einer Redoxreaktion frei werdende Energie als
elektrische Energie genutzt werden kann. Besteht aus der Elektronen liefernden
Anode und der Elektronen aufnehmenden Kathode.
Beispiele: Batterie, Akku, Brennstoffzelle
Bezeichnung für das einwertige Anion OH–. In allen alkalischen Lösungen enthalten.
Positiv geladene (Kationen) bzw. negativ geladene (Anionen) Atome oder Moleküle.
Bindungsart in Ionenverbindungen (Salzen); der Zusammenhalt wird durch die
elektrostatischen Kräfte der entgegengesetzt geladenen Ionen bedingt. Daraus ergibt
sich die dreidimensionale Struktur eines Ionengitters.
Positive Elektrode bei galvanischen Elementen, negative Elektrode bei
Elektrolysen. Ort der Reduktion.
Bindungsart der Metalle. Positiv geladene Atomrümpfe bilden ein festes Gitter. Die
negativ geladenen Außenelektronen sind demgegenüber frei beweglich und bilden
eine Art Elektronengas, welches den Zusammenhalt des Gitters ermöglicht.
Stoffspezifische Größe, Symbol: M.
Gibt an welche Masse ein Stoff hat, wenn die Stoffmenge 1Mol beträgt; ihr
Zahlenwert entspricht dem der Teilchenmasse in u.
Formel:
Molvolumen
(molares Volumen)
Neutralisation
Oxonium-Ion
Gymnasium Edenkoben
m(x) " g %
n(x) $# mol '&
Stoffunabhängige Größe für alle gasförmige Stoffe, Symbol: VM.
Ein Mol eines Gases hat bei Raumtemperatur (25°C) das Volumen von 24l.
!
Oxidation
Oxidationsmittel
M(x) =
!
Formel:
VM (x) =
V (x) " l %
n(x) $# mol '&
Protolyse zwischen H3O+-Ionen aus einer sauren Lösung mit OH—Ionen aus einer
alkalischen Lösung zu Wassermolekülen.
Chemische Reaktion. Abgabe von Elektronen.
Ein Stoff, der einen anderen Stoff oxidiert, ihm Elektronen entzieht. Wird dabei selber
reduziert.
Bezeichnung für das einwertige Kation H3O+. In allen sauren Lösungen enthalten.
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Polare Bindung
Haben Atome in einem Molekül unterschiedliche Elektronegativitäten, so
verschieben sich die Elektronen der Elektronenpaarbindung zum Atom mit der
höheren Elektronegativität, wodurch dieses eine negative Teilladung erhält und das
andere Atom eine positive.
Chemische Reaktion, bei der ein H+-Ion (Proton) von einem Donator (Säure) auf
einen Akzeptor (Base) übertragen wird.
Positiv geladenes Elementarteilchen im Atomkern, H+-Ion.
Chemische Reaktion. Aufnahme von Elektronen.
Ein Stoff, der einen anderen Stoff reduziert, ihm Elektronen zuführt. Wird dabei selber
oxidiert.
Ionenverbindung, aus positiv geladenen Metall-Kationen und negativ geladenen
Anionen (Nichtmetalle oder Moleküle).
Säuren sind Protonendonatoren. Sie bilden mit Wasser saure Lösungen, die H3O+Ionen (Oxonium-Ionen) und Säurerest-Anionen enthalten.
Ein Atommodell. Der positiv geladene Atomkern ist von der negativ geladenen
Atomhülle umgeben. Diese besteht aus mehreren Schalen, auf denen sich die
Elektronen bewegen. Die innerste K-Schale kann 2 Elektronen aufnehmen, die nach
außen folgende L-Schale 8 Elektronen, die M-Schale 18 Elektronen usw.
Ist eine Schale Außenschale kann sie maximal 8 Elektronen aufnehmen. Die Zahl der
Periode gibt an, wie viele Schalen mit Elektronen besetzt sind.
Eine Mengenangabe, Symbol: n, Einheit: mol.
Ein Mol eines Stoffes enthält 6*1023 Teilchen.
Konzentrationsangabe für Lösungen, Symbol: c. Gibt an, welche Stoffmenge (wie viel
Mol) eines Stoffes in einem Liter Lösung enthalten sind.
Protolyse
(Säure-Base-Reaktion)
Proton
Reduktion
Reduktionsmittel
Salz
Säuren
Schalenmodell
Stoffmenge
Stoffmengenkonzentration
Formel:
Titration
Van der Waals Kräfte
Zwischenmolekulare
Kräfte (ZMK)
Gymnasium Edenkoben
!
c(x) =
n(x) " mol %
V (Lösung) $# l '&
Verfahren zur Bestimmung des Gehalts einer Lösung durch allmähliche Zugabe einer
anderen Lösung mit bekannter Konzentration (Stoffmengenkonzentration).
Beispiel: Säure-Base-Titration (s.a. Neutralisation)
Schwache zwischenmolekulare Kräfte. Mit zunehmender Oberfläche von
Molekülen nehmen diese Anziehungskräfte zu.
Anziehungskräfte zwischen Molekülen. Bei gleicher Molekülgröße sind
Wasserstoffbrücken die stärksten ZMK, etwas schwächer sind Dipol-Kräfte
zwischen Dipol-Molekülen und van der Waals Kräfte.
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