Nachweis molekularer Stoffe. Nachweis von Kationen. Nachweis von Halogenid-Ionen. Nachweis von Sulfat- bzw. Carbonat-Ionen 1 GW 9 NTG 2 GW 9 NTG

Transkript

1 1 1 Glimmspanprobe: Sauerstoff-Nachweis Verbrennung in reinem Sauerstoff ist heftiger als in Luft à glimmender Holzspan glüht auf bzw. entzündet sich wieder Nachweis molekularer Stoffe Knallgasprobe: Wasserstoff-Nachweis Wasserstoff reagiert mit Sauerstoff bei Zündung explosionsartig à pfeifendes/ knallendes Geräusch bei Entzündung an Luft Kalkwasserprobe: Kohlenstoffdioxid-Nachweis Kohlenstoffdioxid bildet in Kalkwasser (= Calciumhydroxid- Lösung) das weiße, schwer lösliche Salz Calciumcarbonat (= Kalk), welches als weißer Feststoff ausfällt à Trübung 2 2 V) Nachweis mittels Flammenfärbung Nachweis von Kationen D: Die zu analysierende Substanz wird in die Bunsenbrennerflamme gehalten. B: farbige Flamme E: Flammenfarbe abhängig vom im Salz enthaltenen Metallkation z.b. 3 3 V) Fällungsreaktion D: Die zu analysierende Substanz wird in destilliertem Wasser gelöst und Silbernitrat-Lösung zugetropft. Nachweis von Halogenid-Ionen B: Niederschlagsbildung E: Das Halogenid-Ion kann auf Grund der Farbe des entstehenden Niederschlags identifiziert werden V) Fällungsreaktion Nachweis von Sulfat- bzw. Carbonat-Ionen D: Die zu analysierende Substanz wird in destilliertem Wasser gelöst. Dann wird die Lösung mit Bariumchlorid- Lösung (BaCl 2(aq)) versetzt. B: Es bildet sich ein weißer Niederschlag. E: Barium-Ionen reagieren mit Sulfat-Ionen/ Carbonat- Ionen zu schwer löslichem Bariumsulfat BaSO 4 (s)/ Bariumcarbonat (BaCO 3 (s)).

2 5 5 Atommasse ma Molekülmasse m M Teilchenmasse m T / Formelmasse mf Atommasse m a: Die Masse einer Atomart kann aus dem Periodensystem abgelesen werden. Sie wird in der Einheit u angegeben. Es gilt: Masse eines Wasserstoff-Atoms = 1u [unit] 1u = 1,66 *10 27 kg Beispiel: m a(o-atom) = 16u Die Masse eines Sauerstoff-Atoms entspricht der Masse von 16 Wasserstoff- Atomen. Molekülmasse m M: Zur Berechnung der Masse eines Moleküls werden die Atommassen der im Molekül enthaltenen Atomarten addiert. Beispiel: m M(NH 3-Molekül) = 14u + (3 * 1u) = 17u Teilchenmasse m T/ Formelmasse m F: Die Teilchenmasse ist ein Begriff, der verwendet wird, wenn die Masse von Ionen/Molekülionen berechnet wird. Die Berechnung erfolgt analog der Atommasse/Molekülmasse. 6 6 Chemisches Rechnen (1) Molare Größen Stoffmenge n [mol] Die Stoffmenge einer Stoffportion wird in der Einheit mol angegeben. Ein Mol eines Stoffes enthält per Definition immer 6,022 * Teilchen. Avogadro-Konstante NA [ ] Die Avogadro-Konstante gibt an, wie viele Teilchen in einem Mol einer Stoffportion enthalten sind. Sie dient als Umrechnungsgröße zwischen Stoffmenge und Teilchenanzahl einer Stoffportion. NA = 6,022 * 10*23 1/mol Molare Masse M [ ] Die Molare Masse ist die Masse eines Mols eines Stoffes. Sie dient als Umrechnungsgröße zwischen Masse und Stoffmenge einer Stoffportion. Die molare Masse einer Verbindung kann aus dem Periodensystem ermittelt werden. Hierzu werden die molaren Massen der Elemente addiert. Beispiel: M(H2O) = (2 * 1g/mol) + 16 g/mol = 18 g/mol Molares (Norm)Volumen Vmn [ ] Das Molare (Norm)Volumen ist das Volumen, das ein Mol eines Gases einnimmt. Unter Normbedingungen (ϑ = 0 C, p = 1013 hpa) beträgt es 22,4 Liter. Es dient als Umrechnungsgröße zwischen Volumen und Stoffmenge. 7 7 Avogadrokonstante NA Molare Masse M Chemisches Rechnen (2) Chemische Größen - Formeln molares (Norm)- Volumen Vmn Durch Umstellen der obigen Formeln können die Größen ineinander umgerechnet werden. Beispiel: Zum Berechnen der Stoffmenge n(x) einer Stoffportion verwendet man die Formel der Molaren Masse und stellt diese nach der gesuchten Größe n(x) um. 8 8 Die Stoffmengenkonzentration c(x) eines Stoffes gibt an, welche Stoffmenge n(x) eines Stoffes in einem bestimmten Volumen V einer Stoffportion enthalten ist. Es gilt: Stoffmengenkonzentration Beispiel (Oxoniumionen (H3O + ) in einer Lösung) In einem Liter der Lösung befinden sich 3 Mol Oxonium-Ionen. Die Stoffmengenkonzentration der Oxonium-Ionen beträgt 3 Mol pro Liter.

3 9 9 Orbital Ein Orbital ist ein dreidimensionaler Raum, in dem ein Elektron/ein Elektronenpaar am wahrscheinlichsten anzutreffen ist. Vereinfacht kann man sich ein Orbital als eine Elektronenwolke vorstellen. Die Orbitale können verschiedene Formen (z.b. kugelförmig (s.abb.)) haben. Atome verfügen über Atomorbitale. Wenn Atome sich zu einem Molekül zusammensetzen, überlappen ihre Atomorbitale. Es entstehen Molekülorbitale. Ein Orbital darf mit maximal zwei Elektronen besetzt werden. kugelförmiges Orbital EPA/ VSEPR (1) wichtige Regeln (EPA:Elektronenpaarabstoßungs-Modell) (VSEPR: valence shell electron pair repulsion) Das EPA-Modell kann genutzt werden, um die räumliche Struktur eines Moleküls bzw. Molekülions zu bestimmen. Es gilt: 1. Elektronenpaare stoßen sich gegenseitig ab, da sie die gleiche Ladung besitzen. -> Die Elektronenpaare nehmen immer den größtmöglichen Abstand zueinander ein. 2. Freie Elektronenpaare stoßen benachbarte Elektronenpaare etwas stärker ab als bindende Elektronenpaare. -> In Molekülen mit freien Elektronenpaaren am Zentralatom sind daher die Winkel zwischen bindenden Elektronenpaaren kleiner als im regulären Tetraeder. 3. Mehrfachbindungen werden bei der Ableitung der Molekülgestalt zunächst wie Einfachbindungen behandelt. Die Abstoßungskraft einer Mehrfachbindung ist naturgemäß etwas größer als die einer Einfachbindung EPA/ VSEPR (2) wichtige Molekülgestalten Elektronegativität Die Elektronegativität EN ist ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms, das bindende Elektronenpaar näher an sich zu ziehen. Die EN-Werte können aus dem Periodensystem abgelesen werden. Fluor-Atome sind mit einem EN-Wert von 4 die elektronegativsten Atome. Je höher der EN-Wert ist, desto größer ist die Fähigkeit ein bindendes Elektronenpaar an sich zu ziehen. Hinweis: Die Elektronegativitätsdifferenz zweier miteinander verbundener Atome kann genutzt werden, um die Polarität der Atombindung zu ermitteln (s. polare Atombindung).

4 13 13 Polare Atombindung Eine polare Atombindung ist eine Elektronenpaarbindung, bei welcher die beteiligten Atome aufgrund unterschiedlicher Elektronegativitäten Teilladungen (Partialladungen) besitzen. Ob eine Atombindung polar ist oder nicht, hängt u.a. von der Elektronegativitätsdifferenz ΔEN der beiden Bindungspartner ab. Näherungsweise gelten folgende Grenzwerte: ΔEN 0 bis 0,4 ΔEN 0,5 bis 1,6 ΔEN ab 1,7 unpolare Atombindung polare Atombindung Ionenbindung Beispiel: ΔEN = EN(O) EN(H) = 3,44 2,2 = 1,22 polare Atombindung Das elektronnegativere Atom trägt eine negative Partialladung (δ-). Der andere Bindungspartner trägt eine positive Partialladung (δ+). (siehe Wasser-Molekül oben) Grundvoraussetzung: polare Atombindung Dipol-Moleküle sind Moleküle, deren innere (Partial)- Ladungsschwerpunkte nicht zusammenfallen. Das heißt, innerhalb des Moleküls gibt es einen negativen und einen positiven Pol (=Dipol). Dipol-Moleküle Beispiele: schematische Darstellung der Ladungsschwerpunkte δ δ+ Dipol Die Partialladungs- Schwerpunkte liegen aufeinander und löschen sich gegenseitig aus. kein Dipol Zwischenmolekulare Kräfte (ZMK, Wechselwirkungen) sind Anziehungskräfte, die zwischen Atomen/ Molekülen/ oder Molekülteilen wirken. Zwischenmolekulare Kräfte (ZMK) Teilchenebene, Übersicht Van der Waals-Kräfte (VdW) Dipol-Dipol-Wechselwirkungen (DD) Wasserstoff-Brücken (H-Brücken, WBB) Dipol-Ionen-Wechselwirkungen (D-Ion) Van der Waals-Kräfte (vdw) Van der Waals-Kräfte (vdw) sind zwischenmolekulare Kräfte, die auch zwischen unpolaren Teilchen wirken können. Unpolare Teilchen können kurzzeitig zu Dipolen werden, wenn sich die Elektronendichte innerhalb des Teilchens auf eine Seite verschiebt. Die so entstehenden temporären Dipole (spontane Dipole) wechselwirken dann mit den Nachbarmolekülen, welches daraufhin zu induzierten Dipolen werden. Die Kräfte sind vergleichsweise schwach, nehmen jedoch mit steigender Größe der Elektronenwolken der aufeinandertreffenden Moleküle zu.

5 17 17 Dipol-Dipol- Wechselwirkungen (DD) Dipol-Dipol-Wechselwirkungen sind Wechselwirkungen, die zwischen zwei permanenten Dipolen, d.h. polaren Molekülen/ Molekülteilen wirken, deren Partialladungsschwerpunkte nicht zusammenfallen. Sie nehmen mit zunehmendem Dipolcharakter der miteinander wechselwirkenden Moleküle zu Wasserstoff-Brücken (WBB; H-Brücken) Wasserstoff-Brücken (WBB; HB) können zwischen stark positiv polarisierten H-Atomen und stark elektronegativen Atomen mit mindestens einem freien Elektronenpaar ausgebildet werden. Die beteiligten Wasserstoff-Atome müssen an F-, O- oder N-Atome gebunden sein (FON-Regel). zwischen den unpolaren Molekülteilen können außerdem van der Waals-Kräfte (vdw) ausgebildet werden! Dipol-Ion- Wechselwirkungen Salze lösen sich nur in polaren Lösungsmitteln. Grund hierfür ist, dass nur polare Moleküle (Dipole) Wechselwirkungen mit Ionen ausbilden können. Hierbei spricht man von Dipol-Ion-Wechselwirkungen. Ionen wechselwirken immer mit derjenigen Seite eines Dipols, die einen ihrer eigenen Ladung entgegengesetzten Partialladungsschwerpunkt besitzt. Beispiel: Wechselwirkung von Ionen mit Wassermolekülen = Natrium-Ion = Chlorid-Ion Einfluss der ZMK auf physikalische Eigenschaften Löslichkeit Löslichkeit von Stoffen Grundlage: Similia similibus solvuntur (lat.) Ähnliches löst sich in Ähnlichem. Demnach lösen sich polare Stoffe (ZMK: DD, WBB) und Salze (Ionen) in polaren Stoffen (ZMK: DD, WBB) und unpolare Stoffe (ZMK: vdw) in unpolaren Stoffen (ZMK: vdw). Vorgehensweise: 1. Bestimmung der ZMK der gegebenen Stoffe (Teilchenebene) 2. Stoffebene: mithilfe der ZMK wird polare/ unpolare Eigenschaft des Stoffes bestimmt 3. Vergleich der Stoffeigenschaften Beispiel: Löslichkeit von Oktan (C8H18) in Wasser Oktan (C8H18): vdw à unpolar Wasser (H2O): WBB à polar Grundsatz: Ähnliches löst sich in Ähnlichem Daraus folgt: Oktan ist in Wasser nicht löslich, man sagt es ist hydrophob

6 21 21 Siedetemperatur von Stoffen Die Siede- und Schmelztemperatur eines Stoffes ist umso höher, je mehr und je stärker die ZMK sind, die zwischen den Teilchen des Stoffes wirken. Es gilt: Einfluss der ZMK auf physikalische Eigenschaften Siedetemperatur Je größer bzw. stärker die ZMK eines Moleküls sind, desto mehr Energie muss aufgewendet werden, um diese Kräfte zu überwinden, desto höher ist die Siedetemperatur dieses Stoffes Stärke der ZMKs: vdw; DD; WBB (von schwach nach stark) Beispiel: Vergleich der Sdt. von Methan (CH4) und Ammoniak (NH3) Methan (CH4) vdw Ammoniak (NH3) WBB Grundsatz: von schwach nach stark vdw; DD; WBB Daraus folgt: Ammoniak hat die höhere Sdt, da die WBB stärker als die vdw des Methans sind. Je stärker die ZMK, desto mehr Energie wird benötigt diese zu überwinden, desto höher die Sdt. des Stoffes Wasser als Lösungsmittel Beim Lösen polarer Stoffeigenschaften bzw. von Salzen in Wasser bildet sich eine sogenannte Hydrathülle. Die Teilchen der gelösten Stoffe werden hierbei von Wassermolekülen umgeben. abhängig von der Ladung / Polarität des von den Wassermolekülen umgebenen Teilchens zeigen entweder die positiv polarisierten Wasserstoffatome oder die negativ polarisierten Sauerstoffatome der Wassermoleküle in die Richtung der Ionen. = Wasser-Molekül. hydratisiertes Anion hydratisiertes Kation Die Dichte eines Stoffes nimmt beim Erwärmen ab und beim Abkühlen zu. Dies ist auf Teilchenebene damit zu erklären, dass der Abstand der Teilchen zueinander beim Erwärmen des Stoffes zunimmt (und umgekehrt). Dichteanomalie des Wassers Beim Stoff Wasser gibt es jedoch eine Sonderregel: Wasser hat seine höchste Dichte bei einer Temperatur von 4 C. Wird es weiter abgekühlt, so nimmt die Dichte wieder ab. Dies wird als die Dichteanomalie des Wassers bezeichnet. Hieraus ergeben sich folgende Phänomene: Festes Wasser ( Eis ) schwimmt auf flüssigem Wasser. Das Wasser am Boden eines Sees hat bei niedrigen Außentemperaturen meist eine Temperatur von 4 C, ist allerdings von der Tiefe des Sees abhängig