Atomorbital (AO) Elektronegativität (EN) Polare Atombindung H F

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1 SG Atomorbital (AO) Ein Orbital ist der Raumbereich in einem Atom oder Molekül, in dem maximal zwei (energetisch gleiche) Elektronen mit größter Wahrscheinlichkeit anzutreffen sind. Beispiel: Atomorbital eines H-Atoms SG Elektronenpaarbindung Durch Überlappung zweier Atomorbitale entsteht ein Molekülorbital. Eine Elektronenpaarbindung (Atombindung) liegt dann vor, wenn ein mit zwei Elektronen besetztes Molekülorbital zwischen zwei Atomen ausgebildet wurde. Molekülorbital des H 2 -Moleküls SG Unter der Elektronegativität (EN) versteht man die Fähigkeit eines Atoms, die Elektronen einer Elektronenpaarbindung an sich zu ziehen. Elektronegativität (EN) Die Elektronegativität nimmt in den Perioden des PSE von links nach rechts zu, in den Gruppen von oben nach unten ab. Die Atome des Elements Fluor besitzen die größte Elektronegativität (EN = 4,0) SG Polare Atombindung Atombindung, bei der die Bindungselektronen zum elektronegativeren Atom hin verschoben sind. Beispiel : δ+ δ- H F δ+ und δ- sind Teil- bzw. Partialladungen, die die asymmetrische Ladungsverteilung innerhalb einer Atombindung symbolisieren.

2 SG Voraussetzungen für den Dipolcharakter eines Moleküls: Dipolmoleküle 1. EN-Differenz der Bindungspartner ( EN 0), d.h. die Atombindung(en) ist (sind) polar. 2. asymmetrischer Molekülbau, d.h. positiver und negativer Ladungsschwerpunkt fallen nicht in einem Punkt zusammen SG Elektronenpaarabstoßungs-Modell (EPA Modell) SG Regeln für die Anwendung des Elektronenpaarabstoßungsmodells 1. Anhand der aufgestellten LEWIS-Formel zählt man ab, wie viele (bindende und nichtbindende) Elektronenpaare das Zentralatom umgeben. 2. Die Anzahl der Elektronenpaare bestimmt den räumlichen Grundbauplan des Moleküls. Dabei sind die Elektronenpaare so anzuordnen, dass sie den größtmöglichen Abstand voneinander einnehmen. 3. Nichtbindende (= freie) Elektronenpaare beanspruchen einen etwas größeren Raum als bindende Elektronenpaare. 4. Der Raumbedarf von Mehrfachbindungen entspricht dem von Einfachbindungen. Wasserstoffbrückenbindungen ( H-Brücken ) Eine H-Brücke beruht auf der Anziehung zwischen einem stark positiv polarisierten Wasserstoffatom eines Moleküls und dem freien Elektronenpaar eines stark negativ polarisierten Atoms (F, O oder N) eines benachbarten Moleküls. Beispiel: Wasser SG Besondere Eigenschaften des Wassers Siedetemperatur ϑ b = 100 C: Aufgrund der starken H-Brückenbindungen zwischen den Wassermolekülen zeigt Wasser trotz seiner geringen molaren Masse eine sehr hohe Siedetemperatur. Dichteanomalie: Bei 4 C besitzt Wasser die größte Dichte, d.h. bei dieser Temperatur sind die Wassermoleküle am dichtesten gepackt.

3 SG Dipol-Dipol-Wechselwirkungen Elektrostatische Anziehung zwischen permanenten Dipolen SG Van-der-Waals-Kräfte Anziehungskräfte zwischen unpolaren Molekülen bzw. Edelgasatomen Eine spontane Ladungsverschiebung in der Elektronenhülle führt zur Ausbildung eines temporären Dipols, der in unmittelbar benachbarten Molekülen wiederum temporäre Dipole induziert SG Löslichkeit von Stoffen Salze (aufgebaut aus Ionen) oder polare Stoffe (z. B. Zucker) sind hydrophil und lösen gut sich in polaren Lösungsmitteln wie z. B. Wasser. Unpolare Stoffe wie z. B. Fette sind lipophil und lösen sich gut in unpolaren Lösungsmitteln (z. B. Benzin). Merke: Ähnliches löst sich in Ähnlichem SG Herstellung saurer und basischer (alkalischer) Lösungen Die Reaktion eines Nichtmetalloxids mit Wasser führt zur Herstellung einer sauren Lösung: SO 3 (s) + H 2 O (l) H 2 SO 4 aq Reagiert ein Metalloxid mit Wasser, entsteht eine alkalische Lösung (Lauge): Na 2 O (s) + H 2 O (l) 2 NaOH aq Auch andere Stoffe (z.b. HCl (g) bzw. NH 3 (g) ) erzeugen durch Reaktion mit Wasser eine saure (HCl aq ) bzw. basische Lösung (NH 3 aq ).

4 SG Saure Lösungen enthalten Kennzeichen saurer und basischer (alkalischer) Lösungen Oxoniumionen (H 3 O + aq) Basische Lösungen enthalten Hydroxidionen (OH aq ) SG Indikatoren (indicare lat. = anzeigen) sind Farbstoffe, die in saurer Lösung eine andere Farbe haben als in alkalischer Lösung. Indikatoren Indikator sauer neutral basisch Lackmus rot violett blau Phenolphthalein farblos farblos rot Bromthymolblau gelb grün blau SG SG ph Wert Der ph-wert gibt an, wie stark sauer oder basisch (alkalisch) eine wässrige Lösung ist. Er ist ein Maß für die Konzentration an Oxoniumionen in dieser Lösung. ph sauer neutral basisch c(h 3 O + ) > c(oh ) c(h 3 O + ) < c(oh ) c(h 3 O + ) = c(oh ) Der Übergang von einer ph-zahl zur nächsten entspricht einem Konzentrationsunterschied um den Faktor 10! Säuren sind Teilchen, die Protonen abgeben können (Protonendonatoren). Definition von Säuren und Basen nach Brönsted Beispiele: Hydrogenchloridmolekül HCl Ammoniumion NH 4 + Hydrogensulfidion HS Basen sind Teilchen, die Protonen aufnehmen können (Protonenakzeptoren). Beispiele: Ammoniakmolekül NH 3 Oxidion O 2

5 SG Ampholyt Ampholyte sind Teilchen, die je nach Reaktionspartner entweder als Säure oder als Base reagieren können. Beispiele: Wassermolekül H 2 O Hydrogencarbonation HCO 3 Hydrogenphosphation HPO SG Säure-Base-Reaktion (Protolyse) Eine Säure-Base-Reaktion ist gekennzeichnet durch einen Protonenübergang von einer Säure zu einer Base (Donator-Akzeptor-Reaktion). Protolysen finden immer zwischen zwei korrespondierenden Säure-Base-Paaren statt. Allgemeines Schema einer Säure-Base-Reaktion HA + B A + BH + Säure 1 Base 2 Base 1 Säure SG Neutralisation Eine Neutralisation ist eine Protolyse, bei der die Oxoniumionen einer sauren Lösung mit den Hydroxidionen einer basischen Lösung zu Wassermolekülen reagieren. H 3 O + aq + OH aq 2 H 2 O (l) Gleichzeitig entsteht eine neutrale Salzlösung. Die Neutralisationsreaktion verläuft exotherm SG Stoffmengenkonzentration (meist kurz Konzentration genannt) Die Stoffmengenkonzentration c(x) gibt die Stoffmenge n eines Stoffes X an, die in einem bestimmten Volumen V der Lösung enthalten ist. c (X) = n (X) V (Lösung) mol Einheit: [ ] l

6 SG Grundwissen Chemie Prinzip der Säure-Base-Titration SG SG (Maßanalyse) Auswertung einer Säure-Base-Titration Wichtige Säuren und Basen (Je nachdem wie viele Protonen abgegeben werden können, unterscheidet man zwischen ein- und mehrprotonigen Säuren.) Die Titration ist ein Verfahren zur Bestimmung des Gehalts einer Säure (Base) in einer Lösung (Probenlösung) durch Reaktion mit einer basischen (sauren) Lösung mit genau bekannter Konzentration (Maßlösung). Die basische (saure) Maßlösung wird solange zugegeben, bis die saure (basische) Probenlösung gerade restlos verbraucht ist. Den Endpunkt der quantitativen Umsetzung nennt man Äquivalenzpunkt, der durch den Farbumschlag eines geeigneten Säure-Base-Indikator sichtbar gemacht wird. 1. Formulierung der Reaktionsgleichung. 2. Erstellen des Stoffmengenverhältnisses n(säure) x =. n(base) y 3. Die bei 2. erstellte Gleichung nach der gewünschten Größe auflösen (bzw. nach der Größe, die mit der gewünschten Größe zusammenhängt). 4. Für die Stoffmenge n die Größen einsetzen, die in der Aufgabenstellung vorkommen und nach der gesuchten Größe auflösen. 5. Zahlenwerte einsetzen (mit Einheiten!) und den Term vereinfachen. 6. Ergebnis in einem Schlusssatz formulieren. Anorganische Säuren und Basen: Säuren Formel Metallhydroxide Formel Salzsäure HCl aq Natriumhydroxid NaOH Kohlensäure H 2 CO 3 Kaliumhydroxid KOH Schwefelsäure H 2 SO 4 Calciumhydroxid Ca(OH) 2 Schweflige S. H 2 SO 3 Bariumhydroxid Ba(OH) 2 Salpetersäure HNO 3 Salpetrige S. HNO 2 Phosphorsäure H 3 PO 4 Beispiele für organische Säuren: Essigsäure, Milchsäure, Zitronensäure, Ameisensäure SG Redoxreaktion Eine Redoxreaktion ist gekennzeichnet durch einen Elektronenübergang von einem Elektronendonator zu einem Elektronenakzeptor (Donator-Akzeptor- Reaktion). Redoxreaktionen finden immer zwischen zwei korrespondierenden Redoxpaaren statt. Allgemeines Schema einer Redoxreaktion X + Y X + + Y Red. Ox. Ox. Red. mittel 1 mittel 2 mittel 1 mittel 2

7 SG Grundwissen Chemie Oxidation und Reduktion Oxidations- und Reduktionsmittel Eine Oxidation ist eine Reaktion, die unter Elektronenabgabe verläuft, bei einer Reduktion findet dagegen eine Elektronenaufnahme statt. Das Oxidationsmittel ist der Elektronenakzeptor. Beispiele: O 2, F 2, H 2 O 2, O 3, MnO 4, Cr 2 O 2 7 Das Reduktionsmittel ist der Elektronendonator. Beispiele: H 2, C, CO, unedle Metalle Beim Redoxvorgang wird das Reduktionsmittel oxidiert, das Oxidationsmittel reduziert SG Oxidationszahl (OxZ) Die Oxidationszahl (OxZ) ist eine fiktive (gedachte) Ionenladungszahl, die das Aufstellen von Redoxgleichungen erleichtert. Sie wird mit römischen Zahlen über die Elementsymbole geschrieben. Bei einer Oxidation erhöht sich die OxZ der betreffenden Atomsorte, bei einer Reduktion erniedrigt sie sich SG SG Regeln zur Erstellung von Oxidationszahlen (OxZ) Regeln zur Erstellung einer Redoxgleichung 1. Die OxZ eines Atoms in einem Element ist stets Null. 2. Die OxZ eines Atomions ist gleich der Ionenladungszahl. 3. Innerhalb von Verbindungen gilt (Reihenfolge unbedingt beachten): - Metalle haben stets positive OxZn. - Fluor erhält die OxZ -I. - Wasserstoff erhält die OxZ +I. - Sauerstoff erhält die OxZ -II. - Halogene (Cl, Br, I) erhalten die OxZ -I. 4. In einem Molekül ist die Summe der OxZn aller Atome gleich Null. In einem Molekülion ist die Summe der OxZn aller Atome gleich der Ionenladungszahl. Die Teilvorgänge für Oxidation bzw. Reduktion werden zunächst getrennt formuliert. 1. Anschreiben der Edukte und der Produkte 2. Ermittlung der OxZn 3. Erstellen der Elektronenbilanz (Es gilt: Differenz der OxZn = Anzahl der beteiligten Elektronen) 4. Ladungsausgleich - in saurem Milieu : mit H 3O + - Ionen - in alkalischem Milieu : mit OH - Ionen - in Schmelzen : mit O 2 - Ionen 5. Stoffausgleich (Atombilanz) mit H 2O-Molekülen Anschließend werden die Teilvorgänge für Oxidation und Reduktion addiert. Dabei ist zu beachten, dass die Zahl der abgegebenen Elektronen (siehe Oxidation) der Zahl der aufgenommenen Elektronen (siehe Reduktion) entspricht.

8 SG Grundwissen Chemie Energiebeteiligung bei Redoxvorgängen (I) (Umwandlung chemisch gespeicherter Energie in elektrische Energie) Beispiel: Galvanisches Element (z.b. Daniell-Element) SG Energiebeteiligung bei Redoxvorgängen (II) (Umwandlung chemisch gespeicherter Energie in elektrische Energie) Beispiel: Autobatterie (Akkumulator) SG Energiebeteiligung bei Redoxvorgängen (III) (Umwandlung chemisch gespeicherter Energie in elektrische Energie) Beispiel: Wasserstoff-Sauerstoff- Brennstoffzelle SG Elektrolyse Umwandlung von elektrischer in chemische Energie Beispiel: Elektrolyse einer Kupfer(II)- chloridlösung Bei einem galvanischen Element kann die Reaktionsenergie einer Redoxreaktion in Form von elektrischer Energie verfügbar gemacht werden. Es liegt ein Energieumwandler, eine Batterie (= Primärelement), vor. Energieliefernde Vorgänge im Daniell-Element: Oxidation von Zink an der Anode (Minus-Pol) Gleichzeitige, aber räumlich getrennt ablaufende Reduktion von Kupferionen an der Kathode (Plus-Pol) Anode: (Minus-Pol): Kathode: (Plus-Pol): Zn Zn e Cu e Cu Akkumulatoren sind wieder aufladbare (regenerierbare) Batterien (= Sekundärelemente). Energieliefernde Vorgänge im Bleiakkumulator: (die Umkehrung dieser Vorgänge findet bei Aufladen statt): Pb + PbO 2 + 2H 2 SO 4 Entladen Laden 2PbSO 4 + 2H 2 O In der Wasserstoff-Sauerstoff-Brennstoffzelle erfolgt die Wassersynthese aus den beiden Elementen in einer Art galvanischer Zelle. Aufgrund dieser Anordnung wird die Reaktionsenergie zum größten Teil in elektrische Energie umgewandelt. Oxidation von Wasserstoff an der Anode (Minus-Pol) Gleichzeitige, aber räumlich getrennt ablaufende Reduktion des Sauerstoffs an der Kathode (Plus-Pol) Ox.: H OH 2 H 2 O + 2e 2 Red.: O H 2 O + 4 e 4 OH Redox.: 2H 2 + O 2 2H 2 O Eine Elektrolyse ist eine elektrisch erzwungene, endotherme Redoxreaktion. In den Kabeln des geschlossenen Stromkreises fließen Elektronen, in der Lösung bzw. in der Schmelze bewegen sich die Kationen zur Kathode (Minus-Pol) und die Anionen zur Anode (Plus-Pol). An den Elektroden werden die Ionen entladen. Kathode: (Minus-Pol): Anode: (Plus-Pol): Cu e Cu 2Cl Cl 2 + 2e

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