Naturwissenschaftliches Arbeiten. Aggregatzustände. Reinstoff. Stoffgemisch. Element. Verbindung. Stoff. Einteilung der Stoffe:

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1 1 1 Naturwissenschaftliches Arbeiten 2 2 Aggregatzustände sieden 3 3 Einteilung der Stoffe: Stoff Reinstoff Stoffgemisch Reinstoff Bei gleichen Bedingungen (Temperatur, Druck): immer gleiche qualitative und quantitative Eigenschaften (z.b. Farbe, Geruch, Geschmack, Aggregatzustand, Schmelz- und Siedetemperatur, Dichte) z.b.: Gold, Wasser, Wasserstoff Mischen Trennen Stoffgemisch Keine konstanten Eigenschaften; diese ändern sich mit der Zusammensetzung. Entmischung (= Trennung) durch physikalische Verfahren. z.b.: Salzwasser 4 4 Einteilung der Reinstoffe: Element Verbindung Element besteht aus nur einer Atomart Atom Molekül Reinstoff besteht aus verschiedenen Atomarten in einem festen, für die Verbindung charakteristischen Zahlenverhältnis. Sie lässt sich durch eine chemische Analyse in Elemente zerlegen. Molekül Verbindung Ionenverbindung Gold Gold Au Au Wasserstoff H 2 Wasser, H 2O Natriumchlorid, NaCl

2 5 5 Einteilung der Stoffgemische: Stoffgemisch homogenes Stoffgemisch heterogenes Stoffgemisch homogen nur eine Phase: haben ein einheitliches Aussehen (z.b. Lösung, Legierung, Gasgemisch) heterogen mindestens zwei Phasen: verschiedene Stoffe erkennbar (z.b. Suspension, Emulsion, Nebel, Rauch, Gemenge) 6 6 Chemische Reaktionen sind Vorgänge mit Stoff- und umwandlungen. Chemische Reaktion Auf Teilchenebene sind sie gekennzeichnet durch: Ø erfolgreiche Teilchenzusammenstöße Ø Umgruppierung von Atomen Ø Lösen und Neuknüpfung chemischen Bindungen 2 H 2 + O 2 2 H 2 O wird frei 7 7 Grundtypen chemischer Reaktionen I: stoffliche Betrachtung Synthese: A + B AB Element 1 Element 2 Verbindung 1 z.b.: Wasserstoff Sauerstoff Wasser Analyse: AB A + B Verbindung 1 Element 1 Element 2 z.b.: Wasser Wasserstoff Sauerstoff Umsetzung: AB + C BC + A Verbindung 1 Element 3 Verbindung 2 Element 1 z.b.: Wasser Kohlenstoff Kohlenstoffdioxid Wasserstoff 8 8 Glimmspanprobe à Sauerstoff Verbrennung in reinem Sauerstoff ist heftiger als in Luft à glimmender Holzspan glüht auf Nachweisreaktionen Knallgasprobe à Wasserstoff Wasserstoff in Kontakt mit Sauerstoff explosionsfähig à Geräusch (Druckwelle) bei Entzündung Kalkwasserprobe à Kohlenstoffdioxid Kohlstoffdioxid bildet in Kalkwasser (Calciumhydroxid-Lösung) schwer lösliches Calciumcarbonat (Kalk) à weiße Trübung

3 9 9 Die im Inneren eines Systems gesamte gespeicherte ist dessen innere E i. [E i ] = 1 kj (alte Einheit: kcal) Grundtypen chemischer Reaktionen II: energetische Betrachtung abgabe bei einer chemischen Reaktion: exoenergetische Reaktion (ΔE i < 0). aufnahme bei einer chemischen Reaktion: endoenergetische Reaktion (ΔE i > 0). andere formen, z.b. Wärme, Licht... endoenergetisch exoenergetisch System mit der inneren Ei Die Änderung der inneren eines Systems bei chemischen Reaktionen kann durch ein diagramm dargestellt werden. z.b. exoenergetische Reaktion E i diagramm E 1 Edukte Aktivierungsenergie E A abgegebene ΔE i < 0 E 2 Produkte Reaktionsverlauf Ein Katalysator ist ein Stoff, der die Aktivierungsenergie herabsetzt die Reaktion beschleunigt und nach der Reaktion unverändert vorliegt. Katalysator Molekül Teilchen, die aus mindestens zwei Nichtmetall-Atomen bestehen, werden als Moleküle bezeichnet. Moleküle von Elementen bestehen aus gleichartigen Atomen (Cl 2, O 2, N 2, H 2 ), Moleküle von Verbindungen aus verschiedenartigen Atomen (NH 3, H 2 O, CO 2, CH 4 ). Wasserstoffmolekül Sauerstoffmolekül Wassermolekül Kohlenstoffdioxidmolekül

4 13 13 Salze Kationen und Anionen Atom-Ionen und Molekül-Ionen. Salz Kationen Anionen NaCl Na + Cl - NH 4Cl NH 4 + Cl - Ca(NO 3) 2 Ca 2+ NO 3 - NO 3 - Salze: Verbindungen aus Ionen Kationen: positiv geladene Ionen Anionen: negativ geladene Ionen Atom-Ionen z.b.: Na +, Ca 2+, Cl - Molekül-Ionen z.b.: NH 4 +, SO 4 2-, NO Verhältnisformel Die Verhältnisformel gibt das Zahlenverhältnis der Ionen in einem Salz (Metall-Nichtmetall- Verbindung) an. NaCl CaF 2 Molekülformel Die Molekülformel gibt an, aus wie vielen Atomen jeweils ein Molekül (Nichtmetall- Nichtmetall-Verbindung) besteht. H 2 O 2 (Wasserstoffperoxidmolekül) C 4 H 10 (Butanmolekül) Atommodelle: Ø Modell nach DALTON Ø Modell nach RUTHERFORD Ø stufenmodell (abgeleitet vom BOHRschen Schalenmodell) Ø Orbitalmodell (ab / ) Masse C-Atom 12u H-Atom 1u n=3 n=2 n=1 a) DALTONsches Atommodell Ø Atom als kompakte Kugel (z.b.: C-Atom, H-Atom). b) Kern-Hülle-Modell nach RUTHERFORD Ø Ø Atomkern ist klein u. positiv geladen, besitzt fast die gesamte Masse des Atoms u. sitzt im Zentrum einer ausgedehnten Hülle. In der Atomhülle befinden sich die Elektronen, deren Ladung dem Kern entspricht, so dass gesamte Atom ungeladen ist. c) stufenmodell oder Quantenmodell Ø Ø Ø beschreibt den Aufbau der Atomhülle Elektronen auf stufen eine stufe kann maximal 2n 2 Elektronen aufnehmen. d) Orbital: Raum um Atomkern, in dem ein Elektron (= neg. Ladungswolke) mit hoher Wahrscheinlichkeit anzutreffen ist. Orbitalmodell: beschreibt die Atombindung: jedes Orbital fasst maximal zwei Elektronen; eine Atombindung kommt durch Überlappung zweier Orbitale zustande (z.b. Wasser-Molekül) Atom A X Z (Lithium) 3 p +, 4 n, 3 e - Nukleonenzahl A: A=7 Rel. Atommasse m A: 7 u Ordnungs-, Elektronen-, Protonen-, Kernladungszahl: Z= 3 Atomhülle: Elektronen e - Atomkern: Neutronen n und Protonen p + Protonenzahl Z (Ordnungszahl) definiert die Atomart. Nukleonenzahl A (Massenzahl) A = Z + N

5 17 17 Edelgaskonfiguration: Atome erreichen auf ihrer höchsten stufe die gleiche Anzahl an Valenzelektronen wie die Edelgas-Atome. Edelgasatome haben acht Valenzelektronen (Elektronenoktett). Ausnahme: Edelgasatom Helium: 2 Valenzelektronen (Elektronenduplett) Edelgasregel (Oktettregel) Erreichen der Edelgaskonfiguration durch: a) Bildung von Ionen durch à Na + + 1e - Ø Aufnahme oder Na Ø Abgabe von Valenzelektronen E E + b) Bildung einer Atombindung durch gemeinsames Nutzen von Valenzelektronen Chemische Bindungstypen: Ø Ionenbindung Ø Metallbindung Ø 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) Bindungselektronen Atombindung Eine Atombindung kommt durch die Überlappung von Atomorbitalen zustande. Einfachbindungen und Dreifachbindungen erlauben eine Drehung der Molekülteile gegeneinander. Doppelbindungen lassen keine freie Drehung zu. Einfachbindung Mehrfachbindung Einfachbindung Doppelbindung Dreifachbindung z.b.: C C C = C C C Valenzstrichformeln enthalten Striche zur Symbolisierung bindender und nicht bindender Elektronenpaare. Die Valenzstrichformel erlaubt die Andeutung von Bindungswinkeln. Es gilt die Edelgasregel. Valenzstrichformel (Strukturformel) Beispiel Wassermolekül (O-Atom: Oktett, Hülle des Neonatoms, H-Atom: Duplett, Hülle des Heliumatoms) H O H Beispiel Kohlenstoffdioxidmolekül (C-Atom: Oktett, Hülle des Neonatoms O-Atom: Oktett, Hülle des Neonatoms) O C O

6 22 22 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 12 C. 1u = 1, g 1g = 6, u Angabe der Quantität einer Stoffportion durch: Masse m, Volumen V, Teilchenanzahl N, Stoffmenge n Stoffmenge (Größe) n (Größenzeichen) [n] = 1 mol (Einheit) V (H 2O) = 1 l m (H 2O) = 1000g Wasser (4 o C) n (H 2O) = 55,5 mol N (H 2O) = 3,34*10 25 (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 C enthalten sind. 1 mol entspricht/enthält 6, Teilchen Molare Größengleichungen (für stöchiometrische Berechnungen) n(x) n(x) = n(x) = n(x) = N(X) = m(x) M(X) = n Stoffmenge [mol] V(X) V m N(X) N A c(x) V m(x) m A Lösung (X) m m A M V V m N Masse [g] Atomare Masse Molare Masse [ g / mol] Volumen [l] Molares Volumen eines Gases (bei Standardbedingungen: 22,4 l / mol) Teilchenanzahl N A Avogadrokonstante (6, mol -1 ) c (Stoffmengen)-Konzentration [ mol / l ] X Teilchensorte Elektronegativität EN Elektronegativität Ø Eigenschaft der Atome, Bindungselektronen anzuziehen Ø Die Atombindung ist umso polarer, je größer die Elektronegativitätsdifferenz Δ EN ist. Faustregel: 0 < EN < 0,5: unpolare Atombindung 0,5 < EN < 1,5: polare Atombindung; Partialladungen + / - EN > 1,5: Ionenbindung; Ionenladungen +/- Ø Die EN hängt von der Kernladung und der Größe der Atome ab:

7 26 26 Intermolekulare Wechselwirkungen Ø Van der Waals-WW Ø Dipol-Dipol-WW Ø Wasserstoffbrücken van der Waals-WW Ø Anziehungskräfte zwischen spontanen und induzierten Dipolen Ø steigen mit zunehmender Kontaktfläche und Molekülmasse Ø wirken zwischen allen Molekülen (auch ohne Dipolcharakter) Dipol-Dipol-WW Ø WW zwischen permanenten Dipol-Molekülen (z.b. HCl) Wasserstoffbrücken Ø sind bei geringer Molekülgröße die stärksten WW Ø kommen bei Wasserstoffverbindungen des Stickstoffs, des Sauerstoffs und des Fluors vor (z.b. NH 3, H 2 O, HF) Stärke der WW nimmt zu Säure: Protonendonator Säure - saure Lösung neutrale Lösung Base basische/alkalische Lösung/Lauge Saure Lösungen enthalten mehr Oxonium- als Hydroxidionen: n (H 3 O + ) > n (OH - ) Neutrale Lösungen enthalten gleich viel Teilchen beider Ionensorten: n (H 3 O + ) = n (OH - ) Base: Protonenakzeptor Alkalische Lösungen enthalten mehr Hydroxid- als Oxoniumionen: n (H 3 O + ) < n (OH - ) Säure bzw. saure Lösungen Säure-Anion Wichtige Säuren und daraus gebildete saure Lösungen Salzsäure HCl Chlorid Cl - ð im Magensaft Salpetersäure HNO 3 Nitrat - NO 3 ð in Düngerlösung Schwefelsäure H 2 SO 4 Sulfat SO 4 2- ð in Autobatterien Kohlensäure H 2 CO 3 Carbonat CO 3 2- ð in Erfrischungsgetränken Phosphorsäure H 3 PO 4 Phosphat PO 4 3- ð in geringen Mengen in Cola enthalten Wichtige Hydroxide und daraus gebildete Laugen (Stoffebene) bzw. wichtige Basen (Teilchenebene) Ø Natriumhydroxid NaOH(s) ð Lsg.: Natronlauge, NaOH(aq) (Rohrreiniger, Laugengebäck) Ø Kaliumhydroxid KOH(s) ð Lsg.: Kalilauge, KOH(aq) (Abbeizen) Ø Calciumhydroxid Ca(OH) 2 (s) ð Lsg.: Kalkwasser, Ca(OH) 2 (CO 2-Nachweis, Kalkmörtel) Wichtige Basen: Ø Ammoniak NH 3 Ø Hydroxidion OH - Ø Carbonation CO 3 2- Ø Oxidion O 2-

8 30 30 Protonenübergang von Oxonium-Ionen auf Hydroxid-Ionen unter Wasserbildung: H 3 O + + OH - à 2 H 2 O Neutralisation Bei der Reaktion äquivalenter Stoffmengen einer starken Säure mit einer starken Base bildet sich eine neutrale Lösung (ph=7). Säure + Base à Wasser + Salz z.b. HCl + NaOH à H 2 O + NaCl Quantitatives Verfahren zur Säure-Base-Titration Bestimmung einer unbekannten Konzentration eines gelösten Stoffes (z.b. Säure) durch schrittweise Zugabe einer Lösung bekannter Konzentration (Titer-Lösung, z.b. Lauge) bis zum Äquivalenzpunkt ÄP (zu erkennen an der Änderung der Indikatorfarbe). Am ÄP gilt für die Titration von Säuren und Basen: n (Säure) = n (Base) n = c V Ein Maß für die Oxoniumionen-Konzentration ist der ph-wert: c(h 3O + ) = 10 -x mol/l à ph = x oder ph = - lg {c(h 3O + )} (in Q12) ph-wert ph-skala; Färbung mit Universalindikatorlösung: Salzsäure, c=1mol/l Cola destilliertes Wasser Natronlauge, c= 1 mol/l Oxidationszahl Oxidation und Reduktion Oxidationszahl (OZ): fiktive(!) Ladungszahl, die die Atome in einer Atombindung tragen würden, wenn die Bindungselektronen auf den elektronegativeren übergingen; OZ wird als römische Ziffer über das Elementsymbol geschrieben. Oxidation: Abgabe von Elektronen (Oxidationszahl steigt) Reduktion: Aufnahme von Elektronen (Oxidationszahl sinkt) Oxidationsmittel: Teilchen nimmt Elektronen auf u. wird dabei selbst reduziert Reduktionsmittel: Teilchen gibt Elektronen ab und wird dabei selbst oxidiert

9 35 35 Elektrolyse Batterie (galvanisches Element) Elektrolyse: Redox-Reaktion wird durch Zufuhr von elektrischer erzwungen Galvanisches Element: Redox-Reaktion setzt elektrische frei Elektrolyse Galvanisches Element ZnI 2 à Zn + I 2 ΔE i >0 Zn + I 2 à ZnI 2 ΔE i <0 erzwungen freiwillig Fast alle chemischen Reaktionen können als Donator- Akzeptor-Reaktionen beschrieben werden. Donator-Akzeptor-Reaktion Ø Protolyse-Reaktion Ø Redox-Reaktion Protolyse-Reaktion: Protonen werden übertragen Redox-Reaktion: Elektronen werden übertragen Donator Akzeptor Protolyse-Reaktion Säure Base Redox-Reaktion Reduktionsmittel Oxidationsmittel Die funktionellen Gruppen bestimmen das Reaktionsverhalten der organischen Verbindungen. Funktionelle Gruppen Isomerie gleiche Summenformel, aber verschiedene Verbindungen Isomerie Konstitutionsisomerie unterschiedliche Verknüpfung der Atome z.b.: Stereoisomerie Unterschiedliche Anordnung der Atome im Raum z.b.: Butan 2-Methylpropan E-/Z-Isomerie an Doppelbindungen

10 46 46 Elektrophil - Nukleophil (Donator-Akzeptor-Prinzip) Das Prinzip der Donator-Akzeptor-Reaktionen kann auf Elektronenpaare angewendet werden. Nukleophile Teilchen mit freien Elektronenpaaren reagieren stets mit elektrophilen Teilchen, welche zusätzliche Bindungen ausbilden können. Beispiele für Reaktionsmechanismen: Ø Nukleophile Addition, A N () Ø Elektrophile Addition, A E a) Org. Verbindungen mit Einfachbindungen (Alkane, Alkohole, Halogenalkane) haben die Tendenz zu Substitutionsreaktionen: Organische Reaktionstypen I: a) Substitutionsreaktionen b) Additionsreaktionen I I I I H - C C - H + Br 2 H - C C - Br + HBr I I I I b) Org. Verbindungen mit Mehrfachbindungen (Alkene, Carbonyle) gehen tendenziell Additionsreaktionen ein: l l l l C = C + Br 2 - C C - l l l l Br Br Organische Reaktionstypen II: Kondensationsreaktion vs. Hydrolyse Kondensationsreaktion: zwei Moleküle verbinden sich miteinander unter Abspaltung eines kleinen Moleküls (z.b. H 2 O) Hydrolyse: Spaltung einer Verbindung durch Reaktion mit Wasser Kondensation Hydrolyse Carbonsäure + Alkohol Ester + Wasser Monosaccharide Biomoleküle: sind entweder Polyhydroxyaldehyde oder Polyhydroxyketone z.b.: Kohlenhydrate I Traubenzucker (Glucose) Fruchtzucker (Fructose)

11 50 50 Disaccharide und Polysaccharide Biomoleküle: Kohlenhydrate II Monosaccharide werden durch glycosidische Bindungen zu Disacchariden oder Polysacchariden verknüpft. Disaccharide (z.b. Maltose, Saccharose) Polysaccharide (z.b. Stärke, Cellulose, Glykogen) Saccharose Cellulose Biomoleküle: Aminosäuren (2-Aminocarbonsäuren) Amino- Gruppe Rest Carboxyl- Gruppe Proteine Proteine Aminosäuren durch Peptidbindungen zu Ketten verknüpft Peptidgruppe Fette sind Ester aus Glycerin und Fettsäuren Biomoleküle: Fette Veresterung Hydrolyse Glycerin Fettsäuren Fett Wasser Ampholyte sind Teilchen, die, je nach Reaktionspartner, entweder als Säure (Protonendonator) oder als Base (Protonenakzeptor) reagieren können. Ampholyte Bedingungen: Ein Ampholyt besitzt Ø mindestens ein polar gebundenes Wasserstoffatom, sodass ein Proton abgespalten werden kann. Ø mindestens ein freies Elektronenpaar, sodass ein Proton aufgenommen werden kann. Beispiele: H 2 O, NH 3, HCO 3 -, HPO 4 2-

12 20 20 Definition: Anzahl der Wasserstoffatome, die das Atom eines Elements binden oder ersetzen kann. Angabe in römischen Zahlen Stöchiometrische Wertigkeit Formen: Ø Bindigkeit von Atomen in Molekülen Bsp.: O-Atom ist zweibindig (H 2 O), C-Atom ist vierbindig (CH 4 ) Ø Oxidationszahl von Atomen in Molekülen bzw. Molekülionen - Bsp.: C(IV) im CO 2, Mn(VII) im MnO 4 Ø Ionenladung von Kationen/Anionen in Salzen Bsp.: Na +, Al 3+, Br - 2-, SO Organische Stoffklasse aus dem Bereich der gesättigten Kohlenwasserstoffe. Alkane Allgemeine Summenformel: C n H 2n+2 Homologe Reihe: jeweiliger Unterschied benachbarter Moleküle: eine Methylengruppe (CH 2 -Baustein) Methan CH 4, Ethan C 2 H 6, Propan C 3 H 8 Endung: -an Organische Stoffklasse aus dem Bereich der ungesättigten Kohlenwasserstoffe. Alkene Allgemeine Summenformel: C n H 2n Funktionelle Gruppe: -CH=CH- Bei Benennung des Moleküls auf E/Z-Isomerie und Stellungsisomerie achten! Homologe Reihe: Ethen C 2 H 4, Propen C 3 H 6, Buten C 4 H 8 Endung: -en Organische Stoffklasse aus dem Bereich der ungesättigten Kohlenwasserstoffe. Alkine Allgemeine Summenformel: C n H 2n-2 Funktionelle Gruppe: -CH CH- Bei Benennung des Moleküls auf Stellungsisomerie achten! Homologe Reihe: Ethin C 2 H 2, Propin C 3 H 4, Butin C 4 H 6 Endung: -in

13 42 42 Alkanole sind eine sauerstoffhaltige organische Stoffklasse. Funktionelle Gruppe: Hydroxylgruppe Alkanole (Alkohole) Endung: -ol Bei Benennung des Moleküls auf Stellungsisomerie achten! Einteilung: Ø einwertige Alkanole, Unterteilung in primäre, sekundäre, tertiäre Alkanole Bsp.: Ethanol, Propan-2-ol, 2-Methylpropan-2-ol Ø mehrwertige Alkanole Bsp.: Ethan-1,2-diol, Propan-1,2,3-triol (= Glycerin) Alkohole können durch geeignete Oxidationsmittel (z.b. MnO 4 -, CrO 4 2-, Cr 2 O 7 2- ) oxidiert werden: Partielle Oxidation der Alkohole Ø primärer Alkohol Ox1 Aldehyd Ox 2 Carbonsäure Ø sekundärer Alkohol Ox Keton Ø tertiärer Alkohol keineoxidation Carbonylverbindungen Carbonylverbindungen sind verschiedene sauerstoffhaltige organische Stoffklassen. Einteilung: Ø Alkanale (= Aldehyde) Funktionelle Gruppe: Aldehydgruppe R Endung: -al Bsp.: Methanal (= Formaldehyd) CH 2 O, Ethanal (= Acetaldehyd) C 2 H 4 O Ø Alkanone (= Ketone) Funktionelle Gruppe: Ketogruppe Endung: -on Bsp.: Propanon (= Aceton) CH 3 COCH 3 O C O C R H R Carbonsäuren sind eine sauerstoffhaltige organische Stoffklasse. Carbonsäuren Funktionelle Gruppe: Carboxylgruppe Endung: -säure Einteilung gesättigter Carbonsäuren nach Anzahl der Carboxylgruppen: Ø Monocarbonsäuren Bsp.: Methansäure (= Ameisens.), Ethansäure (= Essigs.) Ø Dicarbonsäuren Bsp.: Ethandisäure (= Oxals.) Ø Tricarbonsäuren Bsp.: Citronensäure