Atomorbital (AO) Molekülorbital. Elektronegativität (EN) Polare Atombindung

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1 Grundwissen Chemie 10. Jahrgangsstufe Atomorbital (AO) Der Raum in der Atomhülle, in dem maximal 2 Elektronen mit größter Wahrscheinlichkeit anzutreffen sind Molekülorbital Wenn sich zwei Atomorbitale gegenseitig überlappen bzw. durchdringen, so führt das zur Ausbildung eines Molekülorbitals. Wenn dieses mit zwei Elektronen besetzt ist, liegt eine kovalente Bindung vor. Elektronegativität (EN) Polare Atombindung Fähigkeit eines Atoms, in einer Elektronenpaarbindung die Bindungselektronen an sich zu ziehen. Die EN nimmt in den Perioden des PSE von links nach rechts zu, in den Gruppen von oben nach unten ab. Fluor besitzt die höchste EN. Wenn sich in einem Molekül Atome mit unterschiedlicher EN verbinden, so verschieben sich die Bindungselektronen zum elektronegativeren Atom hin. Es entsteht eine polare Atombindung, die sich im Auftreten von Partialladungen (Teilladungen, δ+ bzw. δ-) äußert. SG, MuG Grundwissen Chemie 10, Seite 1 von 10

2 Dipolmolekül Zwischenmolekulare Kräfte Elektronenpaar- Abstoßungs-Modell (EPA) Wasser Hat ein Molekül polare Atombindungen (EN-Differenz der Bindungspartner) und ist es asymmetrisch gebaut, so liegt ein Dipol vor. Dipole besitzen einen Pol mit positiver Teilladung und einen Pol mit negativer Teilladung. Kräfte, die zwischen einzelnen Molekülen wirken! v.d.waals-kräfte: beruhen auf induzierten Dipolen, schwach Wasserstoffbrückenbindungen: Anziehung zwischen einem stark positiv polarisierten Wasserstoffatom eines Moleküls und dem freien Elektronenpaar eines stark negativ polarisierten Atoms (z.b. F, O, N) eines benachbarten Moleküls, rel. stark Dipol-Dipol-Kräfte: zwischen permanenten Dipolen treten stärkere Kräfte auf Dipol-Ionen-Kräfte: treten auf, wenn z.b. ein Salz in Wasser gelöst wird, sehr stark Erklärt räumlichen Bau von Molekülen: Anzahl der Elektronenpaar (bindend und frei) bestimmt räumlichen Grundbauplan des Moleküls: sie stoßen sich gegenseitig ab und bilden daher untereinander den größtmöglichen Winkel Nicht-bindende Elektronenpaare beanspruchen mehr Platz als bindende Raumbedarf Mehrfachbindungen Einfachbindung Dipolmolekül Siedetemperatur 100 C: aufgrund der starken Wasserstoffbrückenbindungen sehr hohe Siedetemp. trotz geringer Molekülmasse Dichteanomalie: bei 4 C besitzt Wasser die höchste Dichte, Eis ist weniger dicht und schwimmt daher auf Wasser SG, MuG Grundwissen Chemie 10, Seite 2 von 10

3 Löslichkeit von Stoffen Hydration von Salzen Definition von Säuren und Basen nach Brönsted Similis similibus solvuntur: Ähnliches löst sich in Ähnlichem Polare Stoffe und Salze sind hydrophil und lipophob und lösen sich in polaren Lösungsmitteln wie Wasser Unpolare Stoffe wie z.b. Fette sind lipophil und hydrophob und lösen sich gut in unpolaren Lösungsmitteln wie Benzin Lösevorgang bei Salzen: Wassermoleküle umhüllen die aus dem Ionengitter des Salzes herausgelösten Ionen, Hydrathülle bildet sich, Dipol-Ionenwechselwirkungen Gitterenergie des Salzes muss aufgewendet werden Hydrationsenergie wird freigesetzt Säuren: sind Protonendonatoren, geben Protonen (H + ) ab saure Lösungen enthalten Oxoniumionen (H3O + aq) Basen: sind Protonenakzeptoren Können Protonen aufnehmen, besitzen mindestens ein freies Elektronenpaar Basische Lösungen enthalten Hydroxidionen (OH - aq) ph-wert Gibt an, wie stark sauer oder basisch (alkalisch) eine wässrige Lösung ist Maß für die Konzentration von H3O + - Ionen ph = 7 : neutral ph 7 : basisch ph < 7 : sauer SG, MuG Grundwissen Chemie 10, Seite 3 von 10

4 Indikatoren Farbstoffe, die in saurer Lösung eine andere Farbe besitzen als in basischer Beispiele: Indikator sauer neutral basisch Lackmus rot violett blau Phenolphthalein farblos farblos pink Bromthymolblau gelb grün blau Ampholyte Teilchen, die je nach Reaktionspartner entweder als Säure oder als Base reagieren können. Ein Ampholyt besitzt mindestens ein abspaltbares Proton und mindestens ein freies Elektronenpaar Protolyse Säure-Base-Reaktion Protonenübergang von einer Säure auf eine Base (Donator-Akzeptor-Reaktion) Findet immer zwischen zwei korrespondierenden Säure-Base-Paaren statt. Schematisch: HA + B A - + BH + Säure1 Base2 Base1 Säure2 Neutralisation Protolyse, bei der Oxoniumionen einer sauren Lösung mit Hydroxidionen einer basischen Lösung zu Wasser reagieren. H3O + + OH - 2 H2O Exotherme Reaktion Dabei entsteht auch Salz. Säure + Base Salz + Wasser SG, MuG Grundwissen Chemie 10, Seite 4 von 10

5 Säure-Base-Titration Wichtige Säuren Verfahren zur Bestimmung der Konzentration einer Säure (Base) in einer Probelösung durch Zugabe mit einer basischen (sauren) Lösung bekannter Konzentration (Maßlösung). Es wird so lange basische (saure) Maßlösung zugegeben, bis der Äquivalenzpunkt erreicht ist, d.h. bis die Probelösung neutral ist. Dies erkennt man am Farbumschlag eines Indikators. Anorganische Säuren: HCl Salzsäure H2CO3 Kohlensäure H2SO4 Schwefelsäure H2SO3 schweflige Säure HNO3 Salpetersäure HNO2 salpetrige Säure H3PO4 Phosphorsäure Organische Säuren: HCOOH Ameisensäure H3CCOOH Essigsäure Wichtige Basen NaOH Natronlauge, Natriumhydroxid KOH Kalilauge, Kaliumhydroxid Ca(OH)2 Kalkwasser Ba(OH)2 Barytwasser NH3 Ammoniak Wichtige Ionen CO3 2- Carbonat SO4 2- Sulfat SO3 2- Sulfit NO3 - Nitrat NO2 - Nitrit PO4 3- Phosphat HPO4 2- Hydrogenphosphat H2PO4 - Dihydrogenphosphat NH4 + Ammonium SG, MuG Grundwissen Chemie 10, Seite 5 von 10

6 Konzentration (Stoffmengenkonzentration) Die Stoffmengenkonzentration c(x) gibt die Stoffmenge eines Stoffes x an, der in einem bestimmten Volumen V der Lösung enthalten ist. Einheit: mol/l c(x) = n(x) V(x) [mol l ] Oxidation und Reduktion Oxidation: Abgabe von Elektronen durch ein Teilchen (Erhöhung der Oxidationszahl) z.b. Na Na + + e - Reduktion: Elektronenaufnahme durch ein Teilchen (Erniedrigung der Oxidationszahl) z.b. Cl + 2e - 2 Cl - Redoxreaktion Oxidations- und Reduktionsmittel Chemische Reaktion mit einem Elektronenübergang von einem Elektronendonator zu einem Elektronenakzeptor Schema: D + A D + + A - Oxidationsmittel: Elektronenakzeptor; Wird bei Redoxreaktionen reduziert, führt dazu, dass Reaktionspartner oxidiert wird Reduktionsmittel: Elektronendonator; Wird bei Redoxreaktionen oxidiert, führt dazu, dass Reaktionspartner reduziert wird SG, MuG Grundwissen Chemie 10, Seite 6 von 10

7 Oxidationszahl Ermittlung der Oxidationszahl Die Oxidationszahl OZ Hilfsmittel zum Aufstellen von Redoxgleichungen Entspricht hypothetischer Ladung eines Atoms in einer Verbindung Wird mit römischen Ziffern über das jeweilige Element geschrieben Wird bei Metallen, die in mehreren Oxidationsstufen vorkommen, in Klammern hinter den Namen des Metalls gestellt, z.b. Cu(I)-oxid 1. Die Oxidationszahl OZ eines Atoms im Element ist Die OZ eines Atomions entspricht seiner Ladungszahl, z.b. Ca 2+ OZ: +II 3. Die Summer der OZ aller Atome in einer mehratomigen neutralen oder geladenen Verbindung ist gleich der Gesamtladung des Teilchens 4. In Verbindungen gilt: 1. Metallatome haben positive OZ 2. OZ (F): -I, OZ (H): +I, OZ (O): -II, OZ (Hal): Ermittlung der OZ aus einer Valenzstrichformel: 1. bindende e - zählen zum elektronegativeren Atom 2. Zahl der VE im Element Zahl der zugeordneten e - = OZ Aufstellen von Redoxgleichungen 1. Unvollständige Gleichung aufstellen 2. Oxidationszahlen ermitteln Erhöhung Oxidationszahl: Oxidation Erniedrigung Oxidationszahl: Reduktion 3. Unvollständige Teilgleichungen aufstellen 4. Elektronenzahlen ermitteln 5. Ladungsausgleich durchführen: In saurer & neutraler Lösung mit H3O + In alkalischer Lösung mit OH - 6. Atombilanz mit Wasser ausgleichen 7. e - Zahl beider Teilgleichungen anpassen 8. Addieren der Teilgleichungen und kürzen Elektrolyse Durch elektrischen Strom erzwungene Redoxreaktion Endotherm Elektrische Energie wird in chemische Energie umgewandelt SG, MuG Grundwissen Chemie 10, Seite 7 von 10

8 Alkane Organische Stoffklasse; gesättigte Kohlenwasserstoffe allgemeine Summenformel: C nh (2n+2) bilden homologe Reihe: Methan CH 4, Ethan C 2H 6, Propan C 3H 8, Butan C 4H 10, Endung: -an Bindungswinkel an C-Atomen: 109, Tetraederwinkel unpolar Alkene Organische Stoffklasse Ungesättigte Kohlenwasserstoffe Enthalten mindestens 1 Doppelbindung Allgemeine Summenformel: CnH2n Bindungswinkel an Doppelbindung: 120 Doppelbindung: planar, eben Kürzer und fester als Einfachbindung Alkine Organische Stoffklasse Ungesättigt Enthalten mindestens 1 Dreifachbindung Allgemeine Summenformel: CnH(2n-2) Bindungswinkel an Dreifachbindung: 180 Kürzer und fester als Doppelbindung Reaktionsverhalten der Kohlenwasserstoffe Alle können verbrannt werden (Oxidation) Alkane: radikalische Substitution Alkene/Alkine: elektrophile Addition SG, MuG Grundwissen Chemie 10, Seite 8 von 10

9 Verbindungen mit gleicher Summenformel aber unterschiedlicher Verknüpfung oder räumlicher Anordnung der Atome sind isomer Isomerie Konstitutionsisomerie: Beispiele: But-1-en, But-2-en Unterschiedliche Verknüpfung E-/Z-Isomerie: Unterschiedliche räumliche Anordnung Alkohole Organische Stoffklasse Sauerstoffhaltig Funktionelle Gruppe: -OH Hydroxygruppe Endung: -ol Homologe Reihe: Methanol, Ethanol, Aldehyde Organische Stoffklasse sauerstoffhaltig funktionelle Fruppe: Aldehydgruppe Endung: -al Z.B. Ethanal: CH3CHO Nachweis der Aldehydgruppe durch Fehling-Probe oder Silberspiegelprobe Ketone Organische Stoffklasse Sauerstoffhaltig Funktionelle Gruppe: Ketogruppe Endung: -on Z.B. Propanon: CH3COCH3 SG, MuG Grundwissen Chemie 10, Seite 9 von 10

10 Carbonsäuren Organische Stoffklasse Sauerstoffhaltig Funktionelle Gruppe: Carboxygruppe COOH Endung: -Säure Beispiel: Methansäure: HCOOH Ethansäure: CH3COOH Ester Organische Stoffklasse Sauerstoffhaltig Entstehen durch Reaktion von Alkohol und Carbonsäure durch Veresterung Säure + Alkohol Ester + Wasser Z.B.Methansäureethylester Oxidation von Alkoholen Alkohole können durch geeignete Oxidationsmittel oxidiert werden Primäre Alkohole Aldehyde Carbonsäure Sekundäre Alkohole Keton Tertiäre Alkohole nicht möglich Radikale Sehr reaktive Teilchen mit ungepaarten Elektronen z.b..ch3 SG, MuG Grundwissen Chemie 10, Seite 10 von 10