Chemie

Chemie ist die Wissenschaft der Stoffe, ihrer Eigenschaften und ihrer Veränderungen.

Die Chemie untersucht Atome, Moleküle und chemische Reaktionen und hilft uns zu verstehen, wie die Welt funktioniert.

Die Bereiche der Chemie

• Anorganische Chemie – Untersucht Elemente und Verbindungen ohne Kohlenstoff (z. B. Metalle, Salze, Wasser, Säuren).
• Organische Chemie – Befasst sich mit Kohlenstoffverbindungen (z. B. Erdöl, Kunststoffe, Medikamente).
• Physikalische Chemie – Erforscht chemische Vorgänge mit physikalischen Methoden (z. B. Thermodynamik, Elektrochemie).
• Analytische Chemie – Untersucht Stoffzusammensetzungen und Strukturen (z. B. Spektralanalysen, Umweltchemie).
• Biochemie – Beschäftigt sich mit chemischen Prozessen in Lebewesen (z. B. Photosynthese, Zellatmung, DNA).

Wichtige Konzepte der Chemie

Stoffe und Stoffeigenschaften

Jeder Stoff hat bestimmte Eigenschaften wie Dichte, Siedepunkt, Löslichkeit, Härte, Leitfähigkeit.

Chemische Reaktionen

Stoffe können sich in andere Stoffe umwandeln. Dabei entstehen neue Verbindungen mit anderen Eigenschaften.

Atome und Moleküle

Alles besteht aus Atomen, den kleinsten Bausteinen der Materie.

Atome verbinden sich zu Molekülen (z. B. \( H_2O \) = Wasser).

Aggregatzustände

• Fest (s)
• Flüssig (l)
• Gasförmig (g)

Das Teilchenmodell sagt:

• Alle Stoffe bestehen aus kleinen Teilchen (Atomen oder Molekülen).
• Diese Teilchen bewegen sich ständig (Brownsche Bewegung).
• Zwischen den Teilchen gibt es leeren Raum.

Der Aufbau eines Atoms – Das kleinste Teilchen der Materie

Atome sind die Bausteine aller Stoffe.

Jedes Atom besteht aus drei Arten von Teilchen:

Teilchen	Ladung	Ort im Atom	Masse
Protonen (\( p^+ \))	+1 (positiv)	Im Atomkern	Schwer
Neutronen (\( n^0 \))	0 (neutral)	Im Atomkern	Schwer
Elektronen (\( e^- \))	-1 (negativ)	In der Atomhülle	Leicht

Protonen bestimmen das Element.

Jedes Element im Periodensystem hat eine bestimmte Anzahl an Protonen.

• Wasserstoff (H) = 1 Proton
• Sauerstoff (O) = 8 Protonen
• Gold (Au) = 79 Protonen

Das Periodensystem der Elemente (PSE) zeigt alle bekannten Elemente auf einen Blick.

Wie liest man das PSE?

• Ordnungszahl = Anzahl der Protonen
• Elementname & Symbol = Bezeichnung des Elements
• Massezahl = Protonen + Neutronen

Beispiel: Sauerstoff (O)

• Ordnungszahl: 8 = 8 Protonen
• Neutronen: 8 (ungefähr)
• Elektronen: 8 (im neutralen Zustand)

Die Elektronen sind in Schalen angeordnet:

1. 1. Schale: max. 2 Elektronen
2. 2. Schale: max. 8 Elektronen
3. 3. Schale: max. 8 oder mehr Elektronen

Chemische Bindungen – Grundlagen & Typen

Atome verbinden sich, um stabile Moleküle oder Feststoffe zu bilden. Ziel ist meist ein stabiler Elektronenzustand (meist 8 Valenzelektronen, sogenannte Oktettregel).

Um diesen Zustand zu erreichen, können Atome:

• Elektronen abgeben (Metalle → Kationen)
• Elektronen aufnehmen (Nichtmetalle → Anionen)
• Elektronen teilen (→ Moleküle)

4.1 Ionenbindung – Elektronen werden übertragen

Diese Bindung findet zwischen Metallen und Nichtmetallen statt.

Metalle geben Elektronen ab, Nichtmetalle nehmen sie auf. Es entstehen Ionen, die sich durch elektrostatische Kräfte anziehen und ein Ionengitter bilden.

Beispiel:

• Natrium (Na) gibt 1 Elektron ab → Na⁺
• Chlor (Cl) nimmt 1 Elektron auf → Cl⁻
• → Es entsteht NaCl als festes Salz

4.2 Kovalente Bindung – Elektronen werden geteilt

Diese Bindung findet zwischen Nichtmetallen statt. Die Atome teilen sich Elektronenpaare, um stabile Aussenschalen zu erreichen. Es entstehen Moleküle.

Beispiel: H₂O

• O hat 6 Valenzelektronen, braucht 2 → nimmt 2 e⁻ auf
• Jedes H hat 1 e⁻, braucht 1 → teilt 1 e⁻ mit O
• → H–O–H: gemeinsames Elektronenpaar

Eigenschaften:

• Kann fest, flüssig oder gasförmig sein
• Leitet keinen Strom (keine freien Ladungsträger)
• Kann polar sein (ungleiche Elektronenverteilung)

4.3 Metallbindung – Elektronengas-Modell

Diese Bindung tritt zwischen Metallen auf. Alle Atome geben ihre Aussenelektronen ab, die sich als frei bewegliche Elektronen zwischen den Atomrümpfen befinden – ein sogenanntes Elektronengas.

Eigenschaften:

• Elektrisch leitfähig (frei bewegliche Elektronen)
• Verformbar (duktil)
• Metallischer Glanz
• Leiten Wärme

4.4 Vergleich der Bindungstypen

Eigenschaft	Ionenbindung (z. B. NaCl)	Kovalente Bindung (z. B. H₂O)	Metallbindung (z. B. Cu)
Elektronen	Werden übertragen	Werden geteilt	Frei beweglich
Bindungspartner	Metall + Nichtmetall	Nichtmetalle	Metalle
Ladungsträger vorhanden?	Ja (Ionen)	Nein	Ja (Elektronengas)
Löslichkeit	In Wasser löslich	Oft nicht oder schlecht löslich	Unlöslich
Stromleitfähigkeit	Nur in Lösung	Nein	Ja
Schmelz-/Siedepunkt	Hoch	Variabel	Hoch

4.5 Allgemeine Regeln & Beobachtungen

• Salze (Ionenbindung) sind spröde und brechen bei Schlag – da sich gleichnamige Ionen abstossen
• Metalle sind verformbar, da die Elektronen mit den Atomen „mitfliessen“
• Kovalente Bindungen sind unterschiedlich stark:
• Stark: Diamant, SiO₂ (Netzwerkstruktur)
• Schwach: CH₄, H₂O (Moleküle mit Zwischenmolekularen Kräften)
• Polare Bindungen entstehen bei ungleichmässiger Elektronenverteilung
• Starke Wasserstoffbrückenbindungen in H₂O erklären z. B. hohe Oberflächenspannung und hohen Siedepunkt