Chemiegrundwissen. 1. Atombau Bohrsches Atommodell Elemente, PSE, Hauptgruppen Elektronegativität
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- Damian Rosenberg
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1 hemiegrundwissen 1. Atombau Bohrsches Atommodell Elemente, PSE, auptgruppen Elektronegativität 2. Element, Verbindung Gemisch Unterschied Reinstoff, Gemisch Salze Ionen aus Metall-Nichtmetall Salze in Lösung Verbindungen ktettregel Strukturformeln polare, unpolare Bindung Aggregatszustände Gasmodell Zwischenmolekulare Wechselwirkungen: Dipol-Dipol-Wechselwirkung Wasserstoffbrücken van der Waals-Bindung 3. Die Stoffmenge Avogadrozahl ( ) Stoffmengenberechnung Konzentrationsberechnung 4. rganische Verbindungen Alkane - unverzweigt - verzweigt Alkene Alkine Alkohole Aldehyde Ketone arbonsäuren 5. Reaktionen xidation Reduktion Aktivierungsenergie Neutralisation 6. Säure-Base-Begriff
2 1. Atomaufbau Atom = Grundlegende Einheit der hemie Bohrsches Atommodell Atom ist aufgebaut aus Kern (Protonen[ geladen] und Neutronen mit der nahezu gesamten Masse) ülle (Elektronen [- geladen]) (spielt die entscheidene Elektron (-) Rolle bei chemischen Reaktionen) Proton () Neutron } Atomkern (enthält die Masse des Atoms) Alle Atome, die die gleiche Protonenzahl haben, gehören zum gleichen Element. Elemente können sich aber in ihrer Neutronenzahl unterscheiden. Elektronen sind in Schalen angeordnet, die von innen nach außen aufgefüllt werden. Die erste Schale umfasst 2 s-elektronen Die zweite Schale umfasst zwei s-elektronen und sechs p-elektronen Die dritte Schale umfasst zwei s-elektronen, sechs p-elektronen und 10 d-elektronen. Eine abgeschlossene Außenschale (meist 8 Elektronen) zu erreichen ist das Ziel jedes Atoms. Lässt man die d-elektronen außer acht, gilt meist die ktettregel: jedes Atome strebt nach einer abgeschlossenen äußeren Schale. In der Regel sind dann alle s- und p-rbitale besetzt. Erreicht wird dieses bei den Edelgasen. Andere Atome müssen dieses bei der Salzbildung oder in Verbindungen erreichen. Man spricht von dem Bestreben, eine Elektronenhülle wie bei Edelgasen (Edelgaskonfiguration) zu erreichen. In der Art und Weise, wie die Elektronen in die Schalen aufgefüllt werden, ist auch das Periodensystem aufgebaut. Ganz links stehen die Elemente, die nur wenige Elektronen in der äußeren Schale besitzen die Metalle. Im rechten Teil befinden sich die Elemente, die stark aufgefüllte äußere Elektronenschalen besitzen Nichtmetallen. Und ganz rechts sind die Elemente mit abgeschlossener äußerer Schale: die Edelgase. ben sind die Elemente mit wenigen aufgefüllten Elektronenschalen, unten die, mit vielen aufgefüllten Elektronenschalen. Elemente, die untereinander stehen, haben die gleiche Anzahl von Außenelektronen und meistens ähnliche Eigenschaften. Man fasst eine Spalte zu einer aupt- oder Nebengruppe zusammen. Elemente, die nur wenige Außenelektronen haben, neigen dazu, diese leicht abzugeben. Elemente, die ganz viele Elektronen auf der äußeren Schale haben, nehmen eher Elektronen auf. Dieses Bestreben, wird durch die Elektronegativität (EN) beschrieben. Die Elektronegativität ist ein Maß für die Fähigkeit, Elektronen der äußeren Schale an das Atom zu binden. Metalle haben eine kleine Elektronegativität, Nichtmetalle eine große. Innerhalb des Periodensystems nimmt die EN von links nach rechts und von unten nach oben zu. Elektronegativitäten nach Pauling für einige Elemente 2,1 Li 1,0 Be 1,5 B 2,0 2,5 N 3,0 3,5 F 4,0 Na 0,9 Mg 1,2 Al 1,5 Si 1,8 P 2,1 S 2,5 l 3,0 K 0,8 a 1,0 Ga 1,6 Ge 1,8 As 2,0 Se 2,4 Br 2,8 2. Element, Verbindung, Gemisch Unterschied Reinstoff, Gemisch Atome können sich zu festen Gruppen = Molekülen verbinden. Dieses passiert bei chemischen Reaktionen. Diese Moleküle kann man nur durch erhebliche Energiemengen oder durch andere Reaktionen voneinander trennen. Enthält ein Stoff, nur Moleküle einer Sorte spricht man von einem Reinstoff.
3 Beispiel: In 2 -Flaschen und 2 -Flaschen ist jeweils der Reinstoff Wasserstoff oder Sauerstoff. Man kann diese beiden Gase in einen Luftballon geben und erhält ein Gemisch. Sind die Gase im passenden Verhältnis und zündet man den Luftballon an entsteht wieder ein Reinstoff: Wasser. Würde man in Wasser ein Salz lösen, erhielte man wieder ein Gemisch. Gemische lassen sich durch physikalische Methoden wie destilieren, filtrieren und dekantieren wieder in Reinstoffe auftrennen. Salze Salze sind Reinstoffe, die durch Reaktion eines Metalls mit einem Nichtmetall entstanden sind. Die Metallatome geben in der Regel so viele Elektronen ab, dass sie Edelgaskonfiguration erhalten. Nichtmetalle nehmen genau so viele Elektronen auf, dass sie ebenfalls Edelgaskonfiguration erhalten. Z.B. 2Na l 2 2Nal oder Mg l 2 Mgl 2 oder 4Na 2 2Na 2 Dass hier Elektronen abgegeben und auf genommen wurden und somit geladene Teilchen = Ionen entstanden sind, sieht man, wenn man ein Salz in Wasser löst: die Lösung leitet den elektrischen Strom. Ursache sind die in Wasser getrennt voneinander auftretenden Ionen. In Wasser wird ein Ion von einer ydrathülle umgeben. Die positiv geladenen Metallionen nennt man Kationen, die negativen Nichtmetallionen Anionen. Die Ionen der Salze ordnen sich im festen Zustand in Kristallgittern an. Na l- Kristallgitter Ionen mit ydrathülle Verbindungen Neben der ungleichen Aufteilung von Elektronen bei der Salzbildung, gibt es eine weitere Möglichkeit Edelgaskonfiguration zu erreichen, die vor allem bei Nichtmetallverbindungen vorkommt. Zwei Atome teilen sich dabei Bindungselektronen. Z. B. fehlt einem hloratom ein Elektron zur Edelgasschale. Tun sich zwei hloratome zusammen, indem sie jeweils ein Elektron abgeben und gemeinsam verwenden, erreichen die beiden hloratome ebenfalls Edelgaskonfiguration. Wie man an den Beispielen sehen kann, haben die Atome in einer Verbindung 8 Außenelektronen (ktettregel). Nur Wasserstoff ist mit zwei Außenelektronen zufrieden. l l l l l l l l
4 In dem oben dargestellten Beispiel sieht man schon, dass es Bindungen zwischen zwei gleichen Atomen und Bindungen zwischen unterschiedlichen Atomen gibt. Erstere sind immer unpolar. Bindungen zwischen unterschiedlichen Atomen sind polar, das heißt, dass das Atom mit der größeren Elektronegativität die Bindungselektronen mehr zu sich hinzieht als das Atom mit der geringeren Elektronegativität. Je stärker der Unterschied in der EN, desto stärker ist die Polarität der Bindung. Eine polare Bindung wird oft durch einen Keil symbolisiert: das dickere Ende des Keils befindet sich dort, wo die höchste Elektronendichte ist. δ- δ- δ δ Das hat auch Konsequenzen für die Stoffeigenschaften: Stoffe mit stark polaren Bindungen (z.b. Wasser und Alkohol), mischen sich untereinander besser, als mit Stoffen mit unpolaren Bindungen (Benzin, Öl). Aggregatszustände Fast alle Stoffe können fest, flüssig oder gasförmig sein. Für diese Zustände kann man mikroskopische Bilder entwerfen. Im Festkörper haben alle Teilchen(Moleküle) feste Plätze, die einzigen Bewegungen, die möglich sind, bestehen aus dem Wackeln auf diesen Plätzen. In Flüssigkeiten haben die Teilchen zwar Nachbarn, aber sie können ihre Plätze tauschen und sind ständig in Bewegung. Im gasförmigen Zustand gibt es keine Nachbarn mehr, die Abstände zwischen den Teilchen sind groß, die Teilchen bewegen sich sehr schnell (Luftteilchen fliegen mit Schallgeschwindigkeit) und stoßen ständig mit anderen Gasteilchen zusammen. schmelzen Festkörper Flüssigkeit Gas gefrieren/erstarren sublimieren resublimieren verdampfen kondensieren fest flüssig gasförmig Zwischenmolekulare Wechselwirkungen b ein Stoff leicht flüssig oder gasförmig wird, hängt von den zwischenmolekularen Kräften ab. Bei Ionen sind es die elektrischen Kräfte zwischen den Ionen, die für den starken Zusammenhalt im Salz sorgen. Bei Verbindungen sind es im wesentlichen drei Kräfte: Dipol-Dipol-Wechselwirkungen: treten polare Bindungen im Molekül auf, kann sich in einem Molekül ein positiver und ein negativer Pol ausbilden. Diese Dipole können sich gegenseitig anziehen und sorgen für einen starken Zusammenhalt unter den Molekülen.
5 Wasserstoffbrücken: Ein Wasserstoffatom, das sein einziges Elektron in die Bindung gesteckt hat, wird von keinem Elektron mehr abgeschirm. Der Atomkern kann direkt mit Elektronenpaaren von Atomen anderer Moleküle wechselwirken. Diese Wechselwirkung ist besonders stark und wird Wasserstoffbrücke genannt. Wasserstoffbrücke Van der Waals-Kräfte: Durch kurzfristige, Ladungsungleichgewichte kommt es immer zu einer Anziehungskraft zwischen benachbarten Molekülen. Diese sind umso stärker je größer die Moleküle sind. Diese Kräft spielen vor allem dann eine große Rolle, wenn keine anderen Kräfte auftreten. Sie erklären auch, warum Methan 4 gasförmig, Butan ( ) unter geringem Druck flüssig, exan ( ) flüssig und langkettige Kohlenwasserstoffe wie Polyethylen ( 3 -( 2 ) n- 3 ) fest sind. 3. Die Stoffmenge Atome sind unglaublich klein, so klein, dass man sie mit einem Mikroskop sehen kann. 12g Kohlenstoff enthalten 6, Atome. Diese Menge entspricht der Stoffmenge von einem Mol. Ein -Atom hat die Masse von 12u. Das Element hat die molare Masse von 12 g/mol. Mit der Kenntnis der Atommasse lässt sich für jede Verbindung die molare Masse bestimmen, wenn man ihre Summenformel kennt: 2 : molare Masse = ( )g/mol = 18g/mol 2 6 : molare Masse = ( )g/mol = 46g/mol 2 S 4 : molare Masse = ( )g/mol = 98g/mol 1l 2 entspricht also 1000g/ 18g/mol = 55,6 mol Zu einer bestimmten molaren Masse passen immer nur bestimmte Summenformeln. Bei Gasen lässt sich vom Volumen direkt auf die Stoffmenge schließen: 22,4l entsprechen bei 0 der Stoffmenge 1mol un d 24l entsprechen bei 20 der Stoffmenge 1mol. Bei einem Atemzug von 0,5l nehmen wir also 0,5l / 24l/mol = 0,021mol Luftteilchen zu uns. Bei Verbrennungen kann man leicht abschätzen, wieviel Gase entstehen. Verbrennt man 1l Ethanol (789g) entspricht das der Stoffmenge von 789g / 46g/mol = 17,2 mol Die Reaktionsgleichung lautet Es entstehen also für jedes Molekül 2 6 zwei Moleküle 2 also 2 17,2 mol = 34 mol 2. Diese nehmen bei Raumtemperatur 24l/mol 34mol = 826 l ein. Die Konzentration c ist der Quotient aus Stoffmenge n und dem Volumen V: c=n/v.
6 4. rganische Verbindungen Methan Ethan Propan Butan exan Dekan rganische Verbindungen enthalten immer -Atome. Da vier Bindungen eingehen kann, ist durch dieses Element eine große Verzweigungsmöglichkeit gegeben. Die meisten bekannten Verbindungen sind organische Verbindungen. Im einfachsten Fall, bestehen organische Verbindungen aus und : Kohlenwasserstoffe. Brennstoffe sind typische Kohlenwasserstoffe: Methan (Erdgas), Propan/Butan(Flüssiggas) oder exan (ist im Benzin enthalten). Die Namensgebung der Kohlenwasserstoffe orientiert sich an der Kettenlänge. Die Namen nach zunehmender Kettenlänge lauten (Methan, Ethan, Propan, Butan, Pentan, exan, eptan, ktan, Nonan, Dekan). Kohlenwasserstoffe sind unpolar, da die Bindung zwischen und -Atomen wegen der ähnlichen Elektronegativität von und unpolar ist. Sie lassen sich daher nicht mit Wasser mischen ( In der Pfütze schwimmt Benzin ). Es gibt genaue Regeln, mit denen auch der Name einer verzweigten Kette eindeutig festgelegt werden können. Verzweigungen erhält man, wenn man einen der Kette durch eine 3 (Methyl-) Gruppe, eine 2 3 (Ethyl-) Gruppe, eine (Propyl-) Gruppe oder ähnliches ersetzt. In diesen Seitenketten können weitere Verzweigungen vorkommen. Bei gesättigten Kohlenwasserstoffen (Alkanen) findet man nur Einfachbindung. Nimmt man diesen Molekülen 2 weg (Dehydrierung), gelangt man zu den ungesättigten Kohlenwasserstoffen, die Mehrfachbindungen (Doppel-, Dreifachbindungen). Eine Dehydrierung entspricht einer xidation. Kohlenwasserstoffe mit einer Doppelbindung nennt man Alkene, die mit einer Dreifachbindung Alkine. Befinden sich nur Einfachbindungen um ein Kohlenstoffatom (Sauerstoffatom), so sind die Bindungselektronenpaare wie in einem Tetraeder angeordnet (alle Winkel 109 ), bei einer Doppelbindung wie bei einem Mercedesstern (alle Winkel 120 ) und bei eine r Dreifachbindung wie in einer Linie (Winkel 180 ) Es gibt auch noch andere Möglichkeiten Alkane zu oxidieren: durch die Reaktion von Sauerstoff entstehen Alkohole mit einer --Gruppe. Die -Gruppe ist polar und befähigt zu Wasserstoffbrücken. Der polare harakter der Alkohole hängt von der Länge der Kohlenwasserstoffkette ab. Man kann diese -Gruppen durch Dehydrierung noch weiter oxidieren. Bei endständigen -Gruppen entstehen Aldehyde (mit einer - Gruppe), bei -Gruppen in der Kette entstehen Ketone. Aldehyde lassen sich unter Mitwirkung von weiter zu arbonsäuren oxidieren, bei Ketonen ist dies nicht möglich. In die Kohlenwasserstoffe lassen sich viele weitere Gruppen einbauen, die die Stoffeigenschaften bestimmen. -F Fluorkohlenwasserstoffe -l hlorkohlenwasserstoffe -Br Bromkohlenwasserstoffe -N 2 Amine
7 Ethan ½ 2 -½ 2 Ethanol -2 2 Ethanal ½ 2 -½ 2 Essigsäure Propan ½ 2 -½ 2 Propanol xidation -2 2 Propanon (Aceton) Reduktion Ethan Ethen Ethin 5. Reaktionen Ein häufig vorkommender Reaktionstyp ist die xidation. In einer einfachen Definition versteht man darunter die Reaktion mit. Bei einer erweiterten Definition versteht man dabei eine Abgabe von Elektronen. xidationsmittel sind Stoffe, Stoffe, die Elektronen aufnehmen können: Sauerstoff oder z.b. alogene. Unter einer xidationszahl versteht man die Anzahl der abgegebenen Elektronen gegenüber dem elementaren Atom. Die xidationszahl von Na im Nal ist z.b. I. Bei einer xidation wird die xidationszahl des oxidierten Stoffes immer größer. Auch bei Verbindungen kann man xidationszahlen ermitteln. Dabei rechnet man ein Bindungselektronenpaar dem Element zu, dass die höchste Elektronegativität hat. I I -I I I -III I -II I Ethanol -II I -II -II I III -III N -II I 0 0 III N -III -II N I I V I N N - -II -II I - - Essigsäure Ammoniak Stickstoff Nitrit Nitrit
8 Eine Reduktion ist das Gegenteil einer xidation: eine Abgabe von Sauerstoff (z.b. bei der Eisenherstellung mit Eisenerz und Kohle: 2Fe Fe 3 2 ) oder in der erweiterten Definition die Aufnahme von Elektronen. Bei organischen Verbindungen bedeutet die Aufnahme von eine Reduktion. Auch mit Strom kann man Reduktionen und xidationen durchführen. Eine Elektrolyse ist eine xidation/reduktion mit Strom (Elektronen) e - Redukt. -4e - xidat. Bei vielen Reaktionen findet sowohl eine Reduktion wie auch eine xidation statt. Z.B. bei der Eisengewinnung: 2Fe Fe 3 2 6e - Red. -6e - x. Eine weitere häufige Reaktion ist die Neutralisation. Dabei reagieren Säure und Base zu Salz und Wasser. Z.B. l Na Nal 2 Neben der Klassifizierung von Reaktionen In xidationen bzw. Reduktionen, lassen sich Reaktionen noch in exotherme (Wärme frei setzende) oder endotherme (Wärme entziehende) einteilen. Um eine Reaktion in Gang zu setzen benötigt man Aktivierungsenergie. Diese kann man durch einen Katalysator herabsetzen. Energie Aktivierungsenergie Ausgangsstoffe (Edukte) mit Katalysator Reaktionsenergie 6. Säure-Base-Begriff Enstandene Stoffe (Produkte) Reaktionsverlauf Stoffe, die abgeben können, nennt man Säuren. Z.B. l l - oder Dabei ist es wichtig, dass das verbleibende Säureanion stabilisiert wird, sonst ist die Säure nur schwach. Je nach der Bereitschaft abzugeben unterscheidet man zwischen starken Säuren (z.b. Schwefelsäure 2 S 4, Salzsäure l, Salpetersäure N 3 ) und schwachen Säuren (Essigsäure 3, Blausäure N). Basen sind Stoffe, die -Ionen aufnehmen können. Z.B. kann Na sehr einfach ein einfangen (Na - Na 2 ) und ist eine starke Base. ft beruht die Wirkung einer Base auf einem ydroxidion ( - ). Ammoniak (N 3 ) gelingt das Einfangen von -Ionen weniger gut (N 3 N 4 ) und ist eine schwache Base. Die Säurestärke in einer wässrigen Lösung kann über die Messung des p-werts erfolgen. Neutrale Lösungen haben einen p-wert von 7. Saure Lösungen haben einen p-wert < 7, basische Lösungen einen p-wert > 7.
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