Chemie Grundwissen Mittelstufe (nach ) Stand:

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1 hemie Grundwissen Mittelstufe (nach ) Stand:

2 1 1 Naturwissenschaftliches Arbeiten (natwiss. Erkenntnisweg) 2 2 E Aggregatzustände kleinste Teilchen 3 3 Einteilung der Stoffe Stoff Reinstoff Gemisch Reinstoff Bei gleichen Bedingungen (Temperatur, Druck): immer gleiche Kenneigenschaften (z.b. Farbe, Geruch, Geschmack, Aggregatzustand, Schmelz- und Siedetemperatur, Dichte) z.b.: Gold, Wasser, Wasserstoff Stoff Mischen Trennen Stoffgemisch Keine konstanten Kenneigenschaften, die Kenneigenschaften ändern sich mit der Zusammensetzung. z.b.: Salzwasser 4 4 Einteilung der Stoffe Reinstoff Reinstoff Element Verbindung Element besteht nur aus einer Atomart Atom Molekül z.b. elium Wasserstoff e 2 Verbindung besteht aus verschiedenen Atomarten in einem festen, für die Verbindung charakteristischen Zahlenverhältnis z.b. Wasser 2

3 5 5 Einteilung der Stoffe omogenes Stoffgemisch eterogenes Stoffgemisch homogen nur eine Phase: haben ein einheitliches Aussehen (z.b. Luft) Stoffgemisch heterogen mindestens zwei Phasen: verschiedene Stoffe erkennbar (z.b. Zigarettenrauch) Teilchenarten 6 ungeladen kleinste Teilchen geladen 6 Alle diese Teilchen können einzeln vorliegen oder auch Gitter bilden. Atom Molekül Atomion Molekülion z.b. elium e Wasser 2 z.b. hloridion Ammonium-Ion l - + N 4 hemische Reaktion 7 hemische Reaktionen sind Stoff- und umwandlungen. Auf Teilchenebene sind sie gekennzeichnet durch: Umgruppierung von Atomen Umbau von chemischen Bindungen erfolgreiche Teilchenzusammenstöße Auf Stoffebene sind sie gekennzeichnet durch: Änderung der Kenneigenschaften 7 z.b wird frei 8 8 Grundtypen chemischer Reaktionen Synthese: A + B z.b.: Wasserstoff Sauerstoff Wasser Analyse: A + B z.b.: Wasser Wasserstoff Sauerstoff Umsetzung: A + B + D z.b.: Wasser Magnesium Wasserstoff Magnesiumoxid

4 9 9 Nachweisreaktionen Glimmspanprobe Sauerstoff Verbrennung in reinem Sauerstoff ist heftiger als in Luft glimmender olzspan glüht auf Knallgasprobe Wasserstoff Wasserstoff in Kontakt mit Sauerstoff explosionsfähig Geräusch (Druckwelle) bei Entzündung Kalkwasserprobe Kohlenstoffdioxid Kohlstoffdioxid bildet in Kalkwasser (alciumhydroxid- Lösung) schwer lösliches alciumcarbonat (Kalk) Trübung Innere E i exotherm Der gesamte vorrat im Inneren eines Systems ist dessen innere E i. Einheit : 1 kj (alte Einheit: kcal) abgabe bei einer chemischen Reaktion: exotherme Reaktion (E i < 0). aufnahme bei einer chemischen Reaktion: endotherme Reaktion (E i > 0). endotherm System mit der inneren E i exotherm endotherm andere formen, z.b. Wärme, Licht 11 1 Die Änderung der inneren eines Systems bei chemischen Reaktionen kann durch ein diagramm dargestellt werden. 11 diagramm Exotherme Reaktion E i E 1 Edukte Aktivierungsenergie E A abgegebene ΔE i < 0 E 2 Produkte Reaktionsverlauf Die Änderung der inneren eines Systems bei chemischen Reaktionen kann durch ein diagramm dargestellt werden. diagramm Endotherme Reaktion E i E 2 Aktivierungsenergie E A abgegebene Produkte aufgenommene ΔE i > 0 E 1 Edukte Reaktionsverlauf

5 Katalysator 13 Ein Katalysator ist ein Stoff, der die Aktivierungsenergie herabsetzt (durch einen anderen Reaktionsweg) die Reaktion beschleunigt und nach der Reaktion unverändert vorliegt. E i E Edukte Aktivierungsenergie E A mit Katalysator Aktivierungsenergie E A ohne Katalysator abgegebene ΔE i < 0 13 E Produkte 14 Reaktionsverlauf 14 Molekül Teilchen, die aus mindestens zwei Nichtmetall - Atomen bestehen, werden als Moleküle bezeichnet. Moleküle von Elementen bestehen aus gleichartigen Atomen (l 2, 2, N 2, 2 ), Moleküle von Verbindungen aus verschiedenartigen Atomen (N 3, 2, 2, 4 ). Beispiele: Wasserstoffmolekül Sauerstoffmolekül Wassermolekül Kohlenstoffdioxidmolekül Salze Kationen und Anionen 15 1 Atom-Ionen und Molekül- Ionen Kationen Salz Nal Anionen Na + l - N 4l N 4 + a(n 3) 2 l - a 2+ N 3 - N 3-15 Salze: Verbindungen aus Ionen Kationen: positiv geladene Ionen Anionen: negativ geladene Ionen Atom-Ionen z.b.: Na +, a 2+, l - Molekül-Ionen z.b.: N 4 +, S 4 2-, N Verhältnisformel Die Verhältnisformel gibt Art und Zahlenverhältnis der Ionen in einem Salz (Metall- Nichtmetall-Verbindung) an. Nal af 2 Molekülformel? Die Molekülformel gibt an, aus welchen und aus wie vielen Atomen jeweils ein Molekül (Nichtmetall- Nichtmetall-Verbindung) besteht. 2 2 (Wasserstoffperoxidmolek ül) 4 10 (Butanmolekül)

6 Atommodelle Modell nach Dalton stufenmodell rbitalmodell (ab / ) Atom 17 Masse -Atom 12u -Atom 1u 18 Daltonsche Atommodell 17 Atom als kompakte Kugel (z.b.: -Atom, -Atom). stufenmodell oder Quantenmodell beschreibt den Aufbau der Atomhülle Elektronen auf stufen eine stufe kann von maximal 2n 2 Elektronen besetzt werden rbital: Raum um den Atomkern, in welchem ein Elektron mit hoher Wahrscheinlichkeit anzutreffen ist. rbitalmodell: beschreibt die Atombindung: jedes rbital kann maximal zwei Elektronen aufnehmen. Atombindung kommt durch Überlappung zweier rbitale zustande (z.b. Wasser-Molekül). A Z X 7 3 Li (Lithium), 3 p+, 4 n, 3 e - Edelgasregel (ktettregel) Bildung von Ionen n=3 n=2 n=1 n=1 rdnungs-, Elektronen-, Protonen- und Kernladungszahl: Z= 3 Neutronenzahl: N = 4 Nukleonenzahl A: A=7 Rel. Atommasse m A: 7 u 18 Atomhülle: Elektronen e - Atomkern: Neutronen n und Protonen p + Protonenzahl Z (rdnungszahl) definiert die Atomart. Neutronenzahl N Nukleonenzahl A (Massenzahl) A = Z + N Isotope unterscheiden sich in der Anzahl der Neutronen und haben daher eine unterschiedliche Masse. z.b.: 12 6 und Edelgas-Atome haben acht Valenzelektronen. (Ausnahme: Edelgasatom elium: 2 Valenzelektronen) Teilchen mit acht Valenzelektronen sind besonders stabil und somit reaktionsträge. (Ausnahme: 1. Periode: 2 Valenzelektronen) Atome, die keine Edelgaskonfiguration besitzen, sind äußerst reaktiv und bilden Ionen um ein Elektronenoktett zu erreichen: Na Na + + 1e - l 2 + 2e - 2 l - Ionen entstehen durch Aufnahme oder Abgabe von Elektronen. Energi e Wenn Nichtmetallatome miteinander reagieren findet keine Ionenbildung statt, sondern es entsteht eine Atombindung durch gemeinsames Nutzen eines Elektronenpaars. Edelgasregel (ktettregel) Bildung von Molekülen nichtbindendes Elektronenpaar bindendes Elektronenpaar Bei einer Doppelbindung (Dreifachbindung) werden zwei (drei) Elektronenpaare gemeinsam genutzt. Jedes Atom der Bindung erreicht mit ilfe der zusätzlichen Elektronen des Bindungspartners den stabilen Edelgaszustand (ktett). Eine Atombindung wird auch als kovalente Bindung oder Elektronenpaarbindung bezeichnet.

7 hemische Bindung Ionenbindung Metallbindung Atombindung Jede chemische Bindung beruht auf der Wechselwirkung (Anziehungs- und Abstoßungskräfte) zwischen positiven und negativen Ladungen. positive Teilchen negative Teilchen Ionenbindung Metallbindung Atombindung Kationen Atomrümpfe Atomkerne Anionen Elektronen(gas) (delokalisierte Elektronen) Bindungselektronen Valenzstrichformel (Strukturformel) Elektronegativität EN polare Atombindung Dipol Zwischenmolekulare Wechselwirkungen Van der Waals WW Dipol-Dipol-WW Wasserstoffbrücken Valenzstrichformeln enthalten Striche zur Symbolisierung bindender und nicht bindender Elektronenpaare in Molekülen. Die Valenzstrichformel erlaubt die Andeutung von Bindungswinkeln. Es gilt stets die Edelgasregel. Beispiel Wassermolekül gewinkelt (-Atom: Elektronenkonfiguration des Neonatoms, -Atom: Elektronenkonfiguration des eliumatoms) Beispiel Kohlenstoffdioxidmolekül linear (-Atom: ktett, ülle des Neonatoms -Atom: ktett, ülle des Neonatoms) Mit ilfe des Valenzelektronenpaar- Abstoßungs- Modells (VSEPR-Modell) kann man den räumlichen Bau eines Moleküls bestimmen. Elektronegativität 23 Eigenschaft der Atome, Bindungselektronen anzuziehen Die EN hängt von der Kernladung und der Größe der Atome ab. Die EN nimmt im PSE von links unten nach rechts oben zum Fluor hin zu In einer polaren Atombindung zieht der Bindungspartner mit der höheren EN die Bindungselektronen stärker an. Dadurch entstehen Partialladungen. Die Atombindung ist umso polarer, je größer die Elektronegativitätsdifferenz EN ist. Ein Molekül mit polaren Atombindungen ist genau dann ein Dipol, wenn sich die Ladungsverschiebungen nach außen nicht aufheben. van der Waals WW NTG Anziehungskräfte zwischen spontanen und induzierten Dipolen steigen mit zunehmender Kontaktfläche und Molekülmasse wirken zwischen allen Teilchen (auch unpolaren) 24 Dipol-Dipol-WW WW zwischen permanenten Dipol-Molekülen (z.b. l) Wasserstoffbrücken + + sind besonders starke Dipol-Dipol-WW sind bei geringer Molekülgröße die stärksten WW kommen nur bei Wasserstoffverbindungen von Stickstoff, Sauerstoff und Fluor vor. F F 109 Dipol: kein Dipol: + l

8 Teilchenmasse (Atom-, Molekül-, Ionenmasse) Die Masse eines Teilchens (Atom, Molekül, Ion) kann in der Einheit Gramm g oder in der atomaren Masseneinheit u angegeben werden. Ein u ist definiert als der 12. Teil der Masse eines Kohlenstoffatoms u 1,66 10 g 23 1g 6, u Angabe der Quantität einer Stoffportion durch: Masse m, Volumen V, Teilchenanzahl N, Stoffmenge n Stoffmenge n Die Einheit 1 mol V( 2) = 1 l n( 2) = 55,56 mol m( 2) = 1000g Wasser (4 o N( ) 2) 3, (Teilchen) Die Stoffmenge n ist der Teilchenanzahl N proportional. 1 Mol ist die Stoffmenge einer Stoffportion, die aus ebenso vielen Teilchen (Atomen, Molekülen, Ionen) besteht, wie Atome in 12 g des Kohlenstoffatoms 12 enthalten sind. 1 mol entspricht 6, Teilchen Zusammenhang zwischen Quantitäts- und Umrechnungsgrößen? m M n m n M N m n N m A V V m n c V A n m m A Stoffmenge [mol] Masse [g] Atommasse [u] M Molare Masse [ V V m Volumen [l] g mol ] Molares Volumen (Gase: 22,4 l mol ) N Teilchenanzahl N A Avogadrokonstante (6, c Konzentration [ mol l ] mol ) Säure - saure Lösung neutrale Lösung Base basische / alkalische Lösung Säure: Protonendonator Saure Lösungen enthalten mehr xonium- als ydroxidionen (Beispiel: l) n ( 3 + ) > n ( - ) Neutrale Lösungen enthalten gleich viel Teilchen beider Ionensorten: n ( 3 + ) = n ( - ) Base: Protonenakzeptor Alkalische Lösungen enthalten mehr ydroxid- als xoniumionen: (Beispiel: N 3) n ( 3 + ) < n ( - )

9 29 29 Wichtige Säuren ydrogenchlorid Lösung: Salzsäure Magensäure 30 Säure Säure-Anion l hlorid l -- Salpetersäure N 3 Nitrat N 3 - zur Düngerherstellung, Sprengstoffherstellung Schwefelsäure 2S 4 Sulfat S 4 2- in Autobatterien; im sauren Regen Kohlensäure 2 3 arbonat 3 2- in Erfrischungsgetränken Phosphorsäure 3P 4 Phosphat 3- P 4 in geringen Mengen in ola enthalten 30 Wichtige Basen Natriumhydroxid Na Kaliumhydroxid K alciumhydroxid a() 2 Ammoniak (N 3 ) Lsg.: Natronlauge in Rohrreiniger, Laugengebäck Lsg.: Kalilauge zum Abbeizen Lsg.: Kalkwasser 2-Nachweis, Kalkmörtel Lsg.: Ammoniakwasser Pferdemist, aarfarbe, Riechsalz Einer Protolyse ist eine chemische Reaktion, bei der Protonen übertragen werden. 31 Neutralisation Protolyse Bei einer Neutralisation findet ein Protonenübergang von xonium-ionen auf ydroxid-ionen unter Wasserbildung statt: Bei der Reaktion äquivalenter Mengen einer starken Säure mit einer starken Base bildet sich eine neutrale Lösung (p=7). Säure + Base Salz + Wasser z.b.: l + Na Nal + 2 Säure-Base-Titration 32 Quantitatives Verfahren zur Bestimmung einer unbekannten Konzentration eines gelösten Stoffes (z.b. Säure) durch schrittweise Zugabe einer Lösung bekannter Konzentration (Maßlösung, z.b. Lauge) bis zum Äquivalenzpunkt ÄP (zu erkennen an der Änderung der Indikatorfarbe). Bürette 32 Am ÄP gilt für die Titration von Säuren und Basen: n( 3 + ) = n( - )

10 p - Wert Der p-wert ist ein Maß für den sauren, neutralen oder basischen harakter einer wässrigen Lösung. Daher ist der p-wert auch ein Maß für die Konzentration der xoniumionen in einer wässrigen Lösung. p = - lg {c( 3 + )} Es gilt: Saure Lösung: p < 7 Neutrale Lösung: p = 7 Basische Lösung: p > 7 p-skala; Färbung mit Universalindikatorlösung: Salzsäure, c 1 mol l 34 ola destilliertes Wasser Natronlauge, mol c 1 l 34 xidation und Reduktion Elektrolyse Batterie (galvanisches Element) xidation: Reduktion: Abgabe von Elektronen (xidationszahl steigt) Aufnahme von Elektronen (xidationszahl sinkt) xidationsmittel: nimmt Elektronen auf und wird dabei selbst reduziert Reduktionsmittel: gibt Elektronen ab und wird dabei selbst oxidiert Redoxreaktion: chemische Reaktion, bei der Elektronen übertragen werden. 35 Elektrolyse: Redox-Reaktion wird durch Zufuhr von elektrischer erzwungen Umkehrung: Galvanisches Element: Redox-Reaktion setzt elektrische frei. Elektrolyse Galvanisches Element ZnI 2 Zn + I 2 E i > 0 Zn + I 2 ZnI 2 E i < 0 erzwungen freiwillig Prinzip Protolyse-Reaktion Redox-Reaktion Fast alle chemischen Reaktionen können als Donator- Akzeptor-Reaktionen beschrieben werden. Protolyse-Reaktion: Protonenübergang Redox-Reaktion: Elektronenübergang Protolyse- Reaktion Donator Säure Akzeptor Base Redox - Reaktion Reduktionsmittel xidationsmittel

11 37 Kohlenwasserstoffe sind nur aus Kohlenstoff- und Wasserstoffatomen aufgebaut. 37 Kohlenwasserstoffe omologe Reihe Funktionelle Gruppen omologe Reihe: Reihe von chemisch verwandten Verbindungen, bei denen jedes Molekül eine 2 - Gruppe (Methylengruppe) mehr aufweist als das vorhergehende Molekül. Beispiel Alkane: Methan Ethan Propan Butan Pentan exan... Allgemeine Summenformeln: omologe Reihe der Alkane: n 2n+2 omologe Reihe der Alkene: n 2n omologe Reihe der Alkine: n 2n-2 Die funktionellen Gruppen bestimmen das Reaktionsverhalten der organischen Verbindungen. Alkene Doppelbindung Alkohole ydroxygruppe funktionelle Gruppen arbonylverbindungen (Aldehyde und Ketone) arbonylgruppe 39 Alkine Dreifachbindung arbonsäuren Ester Amine N arboxygruppe Esterbindung Aminogruppe Isomerie Konstitutionsisomerie unterschiedliche Verknüpfung der Atome z.b.: Isomerie gleiche Summenformel, aber verschiedene Verbindungen Stereoisomerie Unterschiedliche Anordnung der Atome im Raum z.b.: E/Z - Isomerie an Doppelbindungen galvani 3 NTG, S.33-35, 49, 62 galvani S2 SG, S.

12 41 41 elektrophile Teilchen nukleophile Teilchen Radikale Elektrophile Teilchen haben an einer Stelle ein Elektronendefizit, sind also positiv geladen oder polarisiert. Nucleophile Teilchen haben an einer Stelle einen Elektronenüberschuss, sind also negativ geladen oder polarisiert. Sie haben mindestens ein nichtbindendes Elektronenpaar. Elektrophile Teilchen (Elektronenakzeptoren) reagieren stets mit nucleophilen Teilchen (Elektronendonatoren). Radikale sind Teilchen mit mindestens einem ungepaarten Elektron. Radikale sind besonders reaktiv organische Reaktionstypen: Substitution organische Reaktionstypen: Addition rganische Verbindungen mit Einfachbindungen (Alkane, Alkohole, alogenalkane) haben die Tendenz zu Substitutionsreaktionen: 42 Zum Beispiel: Radikalische Substitution bei den Alkanen Lichtenergie + Br Br Br + Br Mechanismus nur NTG: Die Radikalische Substitution läuft in drei Schritten ab: - Startreaktion (Bildung eines Radikals, z.b. durch Lichtenergie) - Ketten(fortpflanzungs)reaktion - Abbruchreaktionen (Kombination zweier Radikale) 9 42 rganische Verbindungen mit Mehrfachbindungen (Alkene, arbonyle) gehen tendenziell Additionsreaktionen ein: Zum Beispiel: elektrophile Addition bei den Alkenen + Br Br Br Br Mechanismus nur NTG: - Angriff des elektrophilen Teilchens an der Doppelbindung (hier: δ+ BrBr δ- ) - im zweiten Schritt nucleophiler Angriff hier: Br - ). 9 rganische Reaktionstypen: Kondensation und ydrolyse 43 Kondensationsreaktion: zwei Moleküle verbinden sich miteinander unter Abspaltung eines kleinen Moleküls (z.b. 2 ) ydrolyse: 43 Spaltung einer Verbindung durch Reaktion mit Wasser z.b. Veresterung Esterspaltung R 1 + R 2 arbonsäure + Alkohol Kondensation R 1 R ydrolyse Ester + Wasser

13 44 44 Redoxverhalten der organischen Sauerstoffverbindungen xidaton R Reduktion primärer Alkohol R 1 xidaton Reduktion R 2 sekundärer Alkohol R Aldehyd R 1 R 2 Keton xidaton Reduktion xidaton Reduktion R arbonsäure xidaton Reduktion Nur Methansäure ist noch zu Kohlenstoffdioxid oxidierbar. R 3 R 1 R 2 xidaton Reduktion tertiärer Alkohol Nachweisreaktionen für Aldehyde Fehlingsche Probe: Eine alkalische wässrige Lösung von Kupfer-(II)-sulfat wird bei vorsichtigem Erhitzen durch Aldehyde zu rotem Kupfer-I-oxid (u 2) reduziert (ziegelroter Niederschlag). (Ketone reagieren nicht) Silberspiegelprobe ier werden Silber-(I)-Ionen einer ammoniakalischen Silbernitratlösung (Tollens Reagens) bei vorsichtigem Erhitzen durch Aldehyde zu metallischem Silber (Silberspiegel) reduziert. (Ketone reagieren nicht) Monosaccharide sind entweder Polyhydroxyaldehyde oder Polyhydroxyketone. 9 Kohlenhydrate: Einfachzucker Zum Beispiel: Glucose (Traubenzucker) Fructose (Fruchtzucker) Kohlenhydrate: Doppelzucker 47 Disaccharide Monosaccharide werden durch glycosidische Bindungen zu Disacchariden oder Polysacchariden verknüpft. z.b. Maltose 47 z.b. Saccharose 2 2 2

14 Kohlenhydrate: Mehrfachzucker 47 Polysaccharide Monosaccharide werden durch glycosidische Bindungen zu Disacchariden oder Polysacchariden verknüpft. z.b. Stärke elix 47 z.b. ellulose linear Aminosäuren (2-Aminocarbonsäuren; -Aminocarbonsäuren) allg. Schema: Proteine: Aminosäuren Aminogruppe 2 N R arboxygruppe Rest 20 Aminosäuren mit jeweils unterschiedlichem Rest sind die Bausteine der Proteine Proteine: Aminosäuren werden durch Peptidbindungen zu Ketten verknüpft. Proteine Peptidgruppe Primärstruktur: Reihenfolge der Aminosäuren (AS-Sequenz), Sekundärstruktur: Regelmäßige geordnete Strukturen innerhalb der Aminosäurekette, die durch Wasserstoffbrücken zwischen Peptidgruppen stabilisiert werden: -elix oder -Faltblatt. Tertiärstruktur: Räumliche Anordnung der elix- bzw. Faltblattstruktur durch WW zwischen den Resten Quartärstruktur: Räumliche Anordnung mehrerer Polypeptid-Ketten zu einem Gesamtprotein.

15 50 71 Fette sind Ester aus Glycerin und Fettsäuren Fette Ö l s ä u r e Buttersäure Stearinsäure Glycerin Fettsäuren Fett Wasser