Allgemeine und Anorganische Chemie
Prof. Roesky
1. Einleitung
1.1. Organisatorisches
1.2. Literatur
1.3. Definition der Chemie
1.4. Bedeutung der Chemie für Mensch und Gesellschaft
1.5. Geschichte der Chemie
2. Elemente, Verbindungen, Gemische
2.1. Elemente
2.2. Chemisch reine Stoffe und homogne/ heterogene Gemische
2.2.1. Begriffe
2.2.2. Stofftrennung
3. Chemische Gesetze und Grundbegriffe
3.1. Das Gesetzt von der Erhaltung der Masse
3.2. Das Gesetz von den konstanten Proportionen
3.3. Das Gesetz von den multiplen Proportionen
3.4. Die Atomhypothese nach Dalton (1805)
3.5. Atommasse, Molekülmasse, Molbegriff
4. Atombau
4.1. Elementarteilchen
4.2. Der Massendefekt
4.3. Kernreaktionen
5. Atommodelle
5.1. Wasserstoffsprektren
5.2. Das Bohr’sches Atommodell des H-Atoms
5.3. Der Wellencharakter des Elektrons
5.4. Atomorbitale und Quantenzahlen
5.5. Mehrelektonen-Atome
6. Periodische Eigenschaften der Elemente
6.1. Das Mosley-Gesetz
6.2. Das Periodensystem der Elemente (PSE)
6.3. Trends im Periodensystem der Elemente (PSE)
7. Gruppe 18: Edelgase He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
7.1. Die Elemente und die wichtigsten Verbindungen
7.2. Gasgesetze
8. Wasserstoff
8.1. Die chemische Bindung
8.1.1. Lewis Formeln, Atombindungen
8.1.2. Valenzorbitalbindungstheorie
(VB-Theorie)
8.1.3. Molekülorbitaltheorie (MO-Theorie)
8.2. Vorkommen und Isotope
8.3. Darstellung
8.4. Chemische und physikalische Eigenschaften
9. Gruppe 17, Hologene F, Cl, Br, I, At
9.1. Vorkommen, Eigenschaften, Darstellung und Verwendung
9.2. Reaktionskinetik
9.2.1. Geschwindigkeitsgesetze
9.2.2. Katalyse
9.3. Halogenwasserstoff-Verbindungen (HX)
9.4. Das chemische Gleichgewicht
9.5. Elektronegativität und Oxidationszahl
9.6. Thermodynamik von chemischen Reaktionen
9.6.1. Hess'scher Satz
9.6.2. Standardbildungsenthalpie
9.6.3. Gibbs-Helmholz-Gleichung
9.7. Halogensauerstoffverbindungen
9.8. Interhalogenverbindungen
9.9. Das VSEPR-Modell
10. Gruppe 16: O, S, Se, Te, Po
10.1. Sauerstoff - Ozon
10.2. Wasser
10.2.1. Hybridisierung
10.2.2. Wasserstroffbrücken
10.2.3. Lösungen, Wasser als
Lösungsmittel
10.2.4. Löslichkeit,
Löslichkeitsprodukt
10.3. Säuren und Basen
10.3.1. Säure–Base-Theorien
10.3.2. pH-Wert, Ionenprodukt des
Wassers
10.3.3. Säurestärke, pKs-Wert
10.3.4. Berechnung des pH-Wertes von
Säuren und Basen in Wasser
10.3.5. Protolysegrad α schwacher
Säuren (HA) - Ostwaldsches Verdünnungsgesetz
10.3.6. Protonenübertragungen beim
Lösen von Salzen
10.3.7. Pufferlösungen
10.3.8. Indikatoren,
Säure-Base-Titrationen
10.4. Wasserstoffperoxid (H2O2)
10.5. Schwefel
10.6. Schwefelwasserstoff, Metallsulfide, Polysulfide
10.7. Schwefeloxide, SO2, SO3
10.8. Oxosäuren des Schwefels und ihre Salze
10.9. Selen und Telur
10.10. Oxide von Se und Te
11. Gruppe 15 (N, P, As, Sb, Bi)
11.1. Stickstoff
11.2. NH-Verbindungen
11.3. Stickoxide
11.4. Salpetrige Säure; Salpetersäure
11.5. Sonstige N-Verbindungen
11.6. Phosphor
11.7. Phosphorwasserstoffe
11.8. Oxide des Phosphors
11.9. Sauerstoffsäuren des Phosphors
11.10. Halogenverbindungen des Phosphors
11.11. Arsen, Antimon und Bismut
12. Gruppe 14 (C, Si, Ge, Sn, Pb)
12.1. Kohlenstoff
12.2. Carbide
12.3. Oxide des Kohlenstoffs
12.4. Kohlensäure, H2CO3 und Carbonate
12.5. Stickstoffverbindungen des Kohlenstoffs
12.6. Silicium
12.7. Silicide, Silane und Silciumhalogenide
12.8. Sauerstoffverbindungen des Siliciums
12.9. Germanium, Zinn, Blei
13. Elektrochemie
13.1. Elektrolyse und Galvanische Elemente
13.2 Normalpotential
13.3. Nernstschen Gleichung
13.4. Zersetzungsspannung, Überspannung
13.5. Akkumulatoren
13.6. Lokalelement/Korrosion
14. Gruppe 13 (B, Al, Ga, In, Tl)
14.1. Bor
14.2 Diboran
14.3. Sauerstoffverbindungen des Bors
14.4. Borhalogenide und -nitride
14.5. Metalle
14.5.1 Stellung im Periodensystem und
Eigenschaften
14.5.2 Strukturen von Metallen
14.5.3 Die Metallbindung
14.6. Salze
14.6.1. Ionengitter
14.6.2. AB-Strukturen
14.6.3. AB2-Strukturen
Skripte: