Vorwort V
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 ersten zwanzig Elemente (Ordnungszahl 1-20) 3
5.2 Weitere wichtige Elemente 4
6 Der Bau des Atoms 5
6.1 Das Kern-Hülle-Modell 5
6.2 Bestandteile von Atomkern und Elektronenhülle 5
6.3 Der Bau des Atomkerns bei den einzelnen Elementen 6
6.3.1 Protonen 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
8 Grundlagen des Orbitalmodells 12
8.1 Energiestufen und Energieniveaus 12
8.2 Atomhüllen mit mehreren Elektronen 12
8.2.1 Die Nebenquantenzahl l 13
8.2.2 Elektronenanzahl auf den Unterniveaus 14
8.2.3 Die magnetische Quantenzahl m 14
8.2.4 Die Spinquantenzahl s 15
8.2.5 Zusammenfassung 16
8.3 Atomorbitale 16
8.3.1 Atomorbitale und Kästchenschreibweise 16
8.3.2 Die Reihenfolge der Orbitalbesetzung 17
8.3.3 Die Elektronenkonfiguration in der Kästchenschreibweise 18
8.3.4 Die Elektronenkonfiguration in der Kurzschreibweise 20
9 Ionen 21
9.1 Die Ionisierungsenergie 21
9.2 Die Elektronenaffinität 21
9.3 Die Ionisierung des Aluminium-Atoms 22
9.4 Schreibweise 22
9.5 Zusammenfassung und wichtige Fachbegriffe 23
10 Das Reaktionsschema 23
11 Das Gesetz von der Erhaltung der Masse 24
12 Chemische Gleichungen 24
12.1 Ihre Aufgabe in der Chemie 24
12.2 Die Formeln chemischer Verbindungen - der MoLekülbegriff 25
12.3 Das „Aufstellen" von chemischen Gleichungen 26
12.4 Übungen 27
13 Energiebeteiligung bei chemischen Reaktionen 29
13.1 Beispiele 29
13.1.1 Die Knallgasreaktion 29
13.1.2 Die Zerlegung von Wasser mittels Gleichstrom 30
13.2 Die exotherme Reaktion 30
13.3 Die endotherme Reaktion 30
13.4 Die Reaktionsenthalpie AHR 31
14 Die atomare Masseneinheit u 32
15 Die Masse von Molekülen 32
16 Das Mol 33
17 Die Avogadro- oder Loschmidt'sche Zahl 34
18 Stoffmengen und Stoffportionen 34
19 Das molare Volumen 35
20 Die verschiedenen Aussagen chemischer Gleichungen 36
21 Gebräuchliche stöchiometrische Größen und Formeln 37
22 Dezimale Vielfache und Teile von Einheiten 38
23 Stöchiometrische Berechnungen und Übungen 38
23.1 Tipps zur systematischen Vorgehensweise 39
23.2 Beispiele für immer wiederkehrende stöchiometrische Berechnungen 40
24 Die Elementgruppen des „verkürzten" Periodensystems 44
24.1 Die Hauptgruppen 44
24.2 Kurzcharakteristik der Hauptgruppen 44
25 Die Bindungswertigkeit 46
25.1 Definition derstöchiometrischen Wertigkeit 47
25.2 Praktische Anwendung 48
26 Edelgaskonfiguration und Oktettregel 49
26.1 Die Elektronenkonfiguration der Edelgase 49
26.2 Das Elektronenoktett 50
26.3 Die Valenzelektronen 51
26.4 Ausblick auf die Vorgänge in den Elektronenhüllen während chemischer Reaktionen 51
26.4.1 Alkalimetalle 52
26.4.2 Erdalkalimetalle 52
26.4.3 Halogene 52
27 Salze 53
27.1 Bedeutung der Salze 53
27.2 Leitfähigkeit von Salzlösungen 54
27.2.1 Leitfähigkeitsprüfer 55
27.2.2 Folgerungen aus der Leitfähigkeit einer Salzlösung oder-schmelze 55
27.3 Bindungsverhältnisse und räumliche Strukturen in Salzen 56
27.3.1 Die Ionenbindung 56
27.3.2 Das Ionengitter 56
27.4 Chemische Formeln für Salze 57
27.5 Wichtige Salze in der anorganischen Chemie 58
27.5.1 Salze der Hauptgruppenelemente aus einatomigen Ionen 58
27.5.2 Salze mit wechselnden Wertigkeiten 58
27.5.3 Salze mit mehratomigen Ionen 59
27.6 Eigenschaften von Ionenverbindungen 60
28 Die Atombindung 61
28.1 Die Valenzstrichformel 61
28.1.1 LEWIS-Formeln der Elemente Wasserstoff, Sauerstoff, Stickstoff und Fluor 61
28.1.2 Nicht bindende Elektronenpaare 62
28.2 Bindungsverhältnisse und PSE am Beispiel der zweiten Periode 62
28.3 Beispiele 63
28.4 Zusammenfassung 64
29 Diamant und Graphit - Modifikationen des Kohlenstoffs 65
29.1 Atomgitter 65
29.2 Modifikationen eines Elementes 65
29.3 Diamant und Graphit im Vergleich 65
30 Die Elektronegativität 66
30.1 Elektronegativitäten und PSE 67
30.2 Elektronegativität und Reaktivität 68
31 Die polare Atombindung 69
31.1 Die Bindung im Chlorwasserstoffmolekül 69
31.2 Die Bindungen im Wassermolekül 69
31.3 Die Bindungen im Ammoniakmolekül 70
31.4 Moleküle mit polaren Bindungen ohne Dipoleigenschaften 70
32 Der räumliche Bau von Molekülen 70
32.1 Regeln zur Ermittlung des Molekülbaus 70
32.2 Molekülbeispiele mit vier Elektronenpaaren 71
32.3 Übersicht über geometrische Formen in Molekülen 72
33 Wechselwirkungen zwischen Stoffteilchen 72
33.1 Van-der-Waals-Kräfte 73
33.1.1 Van-der-Waals-Kräfte am Beispiel der Halogene 73
33.2 Wasserstoffbrückenbindungen 74
33.3 Dipol-Dipol-Wechselwirkungen 74
33.4 Lösungsvorgänge und Lösungsmittel 75
33.4.1 Wasser als Lösungsmittel für Salze 75
33.4.2 Unpolare Lösungsmittel 76
33.4.3 Zusammenfassung und Fachausdrücke 76
34 Massenanteil und Volumenanteil 77
35 Die Stoff mengen konzentration 78
Das Aufspalten von Atombindungen 78
36 Das Aufspalten von Atombindungen 78
36.1 Homolyse 79
36.1.1 Der Reaktionsmechanismus der Chlorwasserstoffherstellung 79
36.1.2 Zusammenfassung und Fachbegriffe 80
36.2 Heterolyse 80
36.2.1 Reaktion zwischen Chlorwasserstoff und Wasser 80
36.2.2 Zusammenfassung und Fachbegriffe 81
37 Protonenübergänge 81
37.1 Grundlegendes zu Säuren und Basen 82
37.2 Die Säure-Base-Reaktion 83
37.2.1 Beispiele 83
37.3 Ampholyte 84
37.3.1 Wasser - Ampholyt und Lösungsmittel 84
37.3.2 Andere Ampholyte 85
37.4 Die Stärke von Säuren und Basen 86
37.5 Saure und alkalische Lösungen 87
37.6 Der Neutralpunkt einer Lösung 87
37.7 Der pH-Wert 88
37.8 Zusammenhänge zwischen der Oxoniumionenkonzentration c(H30+)
und der Hydroxidionenkonzentration c(0H~) 89
37.9 Indikatoren 90
37.10 Die Neutralisationsreaktion 91
37.10.1 Die Bedeutung der H30+- und OHT-Ionen 91
37.10.2 Salzbildung durch Neutralisation 91
37.11 Die Säure-Base-Titration 92
37.12 Die Berechnungen zur Säure-Base-Titration 93
37.12.1 Grundlegende Betrachtungen 93
37.12.2 Aufgaben 94
37.12.3 Lösungen 94
38 Elektronenübergänge 97
38.1 Die Bedeutungsentwicklung der Begriffe Oxidation und Reduktion 98
38.2 Einige typische Redoxreaktionen 99
38.3 Formaler Umgang mit Redoxvorgängen 100
38.3.1 Grundsätzliches 100
38.3.2 Oxidationszahlen 100
38.3.3 Übungen zur Ermittlung von Oxidationszahlen 102
38.3.4 Oxidationszahlen in sauerstoffhaltigen Salzen 103
38.3.5 Die Erstellung von Redoxgleichungen 104
38.3.6 Das „Aufstellen von Redoxgleichungen" an Beispielen 105
39 Einführung in die Organische Chemie 110
39.1 Geometrie der Bindungen in organischen Molekülen 111
39.1.1 Einfachbindungen 112
39.1.2 Doppelbindungen 112
39.1.3 Dreifachbindungen 113
39.2 Homologe Reihen 114
39.3 Nomenklatur I 114
39.4 Schreibweisen für organische Moleküle 115
39.5 Nomenklatur II 116
39.6 Die homologe Reihe der Alkane 116
39.7 Die homologe Reihe der Alkene 117
39.8 Die homologe Reihe der Alkine 117
39.9 Seitenketten und Alkylreste 118
39.10 Isomerie 118
39.11 Sauerstoffhaltige organische Verbindungen 119
39.12 Alkohole 120
39.13 Carbonylverbindungen 122
39.14 Aldehyde 123
39.15 Ketone 123
39.16 Carbonsäuren 124
39.17 Redoxreaktionen in der Organischen Chemie 125
39.17.1 Oxidationszahlen für C-Atome 125
39.17.2 Oxidationsstufen des Kohlenstoffs in seinen Verbindungen 126
39.17.3 Die Silberspiegelprobe - ein Beispiel 127
39.17.4 Die Fehling'sche Probe - ein zweites Beispiel 128
39.18 Überblick - organische Stoffklassen 128
Weiterführende Literatur 129
Stichwortverzeichnis 131