1 Stoffe 1.1 Teilchenmodell Stoffe bestehen aus kleinsten Teilchen. Sie können in folgenden Aggregatzuständen auftreten: Der Raum zwischen den Teilchen ist leer Die Teilchen verschiedener Stoffe unterschieden sich in ihrer Größe Zwischen den Teilchen wirken Anziehungskräfte Sie sind ständig in Bewegung (je wärmer, desto heftiger) 1.2 Einteilung von Stoffen 2 Chemische Reaktionen 2.1 Kennzeichen Stoffumwandlung: Bei chemischen Reaktionen findet eine Umgruppierung von Teilchen statt. Ausgangsstoffe (Edukte) werden verbraucht und Endstoffe (Produkte) mit neuen charakteristischen Eigenschaften werden gebildet. Energieumsatz: Chemische Reaktionen verlaufen exotherm oder endotherm. Massenerhaltung: Die Masse der Produkte ist gleich der Masse der Edukte. konstante Massenverhältnisse: Edukte reagieren miteinander in einem bestimmten Massenverhältnis. Die Produkte enthalten die Elemente in einem konstanten Atomanzahlverhältnis. Reaktionstypen: 2.2 Reaktionsgleichungen Sie ist eine Kurzbeschreibung einer chemischen Reaktion mit Elementsymbolen und Formeln. Die vor den Formeln stehenden Faktoren beschreiben das Verhältnis der Teilchenzahlen: 2 Cu (s) + I 2 (g) 2CuI (s) ; exotherm Die Zustandsformen der Stoffe werden in Klammern gesetzt: fest (s), flüssig (l), gasförmig (g), in Wasser gelöst (aq)
2.3 Reaktionsbedingungen Der Verlauf chemischer Reaktionen wird von verschiedenen Faktoren beeinflusst. Eine Temperaturerhöhung ermöglicht meist erst viele Reaktionen; chemische Reaktionen verlaufen bei höherer Temperatur schneller. Eine Erhöhung der Konzentration der Reaktionspartner beschleunigt die Reaktion. Je größer der Zerteilungsgrad der Reaktionspartner, desto schneller läuft die Reaktion ab. 2.4 Vom Namen zur Formel Um eine chemische Formel aufzustellen, braucht man die Wertigkeit der entsprechenden Elemente. Regeln zur Bestimmung der Wertigkeit: 1. Wasserstoff hat immer die Wertigkeit I 2. Sauerstoff hat in der Regel die Wertigkeit II 3. Fluor, Chlor, Brom und Iod haben in der Regel die Wertigkeit I 4. Im Elementarzustand besitzen alle Elemente die Wertigkeit 0! Wertigkeit der Hauptgruppenelemente: Hauptgruppe I II III IV V VI VII VIII Wertigkeit I II III IV III II I O Für eine binäre Verbindung A a B b gilt: Wertigkeit (A) * Index a = Wertigkeit (B) * Index b Manche Elemente (z.b. Kohlenstoff) nehmen je nach Verbindung unterschiedliche Wertigkeiten an. Zur eindeutigen Benennung: Verwendung der Zahlwörter (CO 2 : Kohlenstoffdioxid) Die aktuelle Wertigkeit wird dem Element als römische Zahl in Klammern nachgestellt (Cu 2 O: Kupfer(I)-oxid bzw. CuO: Kupfer(II)-oxid) Zahlwörter entfallen Dies gilt nur, wenn in der Verbindung A a B b A ein Metall ist 2.5 Von der Formel zur Reaktionsgleichung 1. Welche Stoffe reagieren miteinander, welche Stoffe entstehen? (Namensgleichung! ) 2. Aufschreiben der Formeln der Edukte und der Produkte (sie dürfen später nicht mehr verändert werden!) - Wichtig: Folgende Nichtmetalle liegen als zweiatomige Moleküle vor: H 2, N 2, O 2, F 2, Cl 2, Br 2, I 2 3. Ausgleichen der Reaktionsgleichung mit Hilfe von Koeffizienten, NIEMALS (!) durch Änderung der Indices - Auf beiden Seiten müssen gleich viele Atome vorhanden sein (Massenerhaltungssatz)! Die jeweilige Atomanzahl ist das Produkt aus Koeffizient und Index! Beispiel: Die Reaktion von Wasserstoff mit Sauerstoff zu Wasser ( Knallgasreaktion ) 1. Wasserstoff + Sauerstoff Wasser 0 0 I II 2. H 2 + O 2 H 2 O 3. 2 H 2 + O 2 2 H 2 O
3 Stoffmenge und Teilchenzahlen 3.1 Volumenverhältnisse bei Gasreaktionen Gase reagieren stets in ganzzahligen Volumenverhältnissen miteinander. 3.2 Avogadrosches Gesetz Gasförmige Stoffe enthalten bei gleichem Volumen, gleichem Druck und gleicher Temperatur gleich viele Teilchen 3.3 Stoffmenge und Mol Das Mol ist die Einheit der Stoffmenge n. Eine Stoffportion hat die Stoffmenge n=1mol, wenn sie 6,022*10 23 Teilchen (Atome oder Moleküle) besitzt. Mit der Avogadro-Konstanten N A lassen sich Stoffmenge n und Teilchenanzahl N ineinander umrechnen: 3.4 Molare Masse A Die molare Masse ist der Quotient aus der Masse und der Stoffmenge einer Stoffportion: Einheit: Die molare Masse eines Elements entspricht mit ihrem Zahlenwert dem der Atommasse. Nur die Einheiten sind verschieden. Die molare Masse einer Verbindung erhält man durch Addition der molaren Massen der Elemente. 3.5 Molares Volumen Das molare Volumen ist der Quotient aus dem Volumen und der Stoffmenge einer Stoffportion: Einheit: Beispiel: Synthese von Wasserdampf 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O (g) V(H 2 ) : V(O 2 ) : V(H 2 O) = 2 : 1 : 2 Das molare Volumen der Gase nimmt bei konstantem Druck mit steigender Temperatur zu. Bei Raumtemperatur und normalem Druck hat es den Wert: V m (Gase, 20 C, 1013hPa) = 24 l/mol (gerundet) Literaturwert: 22,4 l/mol (0 C, 1013hPa) 3.6 Stöchiometrisches Rechnen Das folgende Schema dient zur Berechnung der Stoffmenge n, der Masse m und dem Volumen V der an einer Reaktion beteiligten Stoffe:
4 Atome 4.1 Daltons Atommodell Jedes Element besteht aus Atomen, die nicht weiter teilbar sind Atome können durch chemische Vorgänge weder vernichtet noch neu erzeugt werden. Atome eines Elements haben die gleiche Größe und die gleiche Masse. Sie unterscheiden sich von Atomen anderer Elemente durch ihre Masse. Es gibt also genauso viele Atomarten, wie es Elemente gibt. Bei chemischen Reaktionen erfolgt eine Umgruppierung der Atome der Edukte, die anschließend in bestimmten Anzahlverhältnissen miteinander neu verknüpft werden. Upgrade des Daltonschen Atommodells: Atome sind teilbar und bestehen aus Elementarteilchen (Protonen, Neutronen und Elektronen) Durch Kernreaktionen können Atome verschiedener Elemente ineinander umgewandelt werden Atome eines Elements können sich in ihrer Masse unterscheiden Isotope (=unterschiedliche Neutronenanzahl) 4.2 Atombau Atome besitzen einen positiv geladenen Atomkern, der aus Nukleonen (Protonen & Neutronen) besteht und fast die gesamte Masse des Atoms enthält Die Ordnungszahl der Elemente stimmt mit der Protonenzahl (Kernladungszahl) überein Symbolschreibweise für Elemente: Atommasse [u] Elementsymbol Ordnungszahl Die Atomhülle wird durch negativ geladene Elektronen gebildet und ist in Energiestufen gegliedert, welche räumlich als Schalen veranschaulicht werden Schalenmodell Die Schalen werden von innen nach außen mit Elektronen besetzt, wobei die maximale Anzahl an Elektronen pro Schale 2n 2 (n = Schalennummer) beträgt Elektronen der äußersten Schale werden als Valenzelektronen bezeichnet. Sie bestimmen das chemische Verhalten der Elemente 4.3 Periodensystem Das Periodensystem enthält alle wichtigen Informationen zum Atombau eines Elements: siehe Abbildung! Elemente einer Gruppe stehen untereinander und werden mit den römischen Zahlen I (Alkalimetalle) bis VIII (Edelgase) gekennzeichnet. Elemente einer Periode stehen nebeneinander und werden mit den Zahlen 1 bis 7 bezeichnet Metalle stehen im PSE links/unten, Nichtmetalle stehen rechts/oben Mit Hilfe des PSE lässt sich vorhersagen, ob bei einer Reaktion ein Salz oder eine Molekülverbindung entsteht: Metall + Nichtmetall Salz Nichtmetall + Nichtmetall Molekülverbindung Metalle Nichtmetalle Halbmetalle
5 Metalle 5.1 Eigenschaften der Metalle Metallischer Glanz Gute elektrische Leitfähigkeit Gute Wärmeleitfähigkeit 5.2 Metallbindung Nach dem Elektronengas-Modell ist ein Metall aus positiv geladenen Atomrümpfen (Metall-Kationen) und frei beweglichen Elektronen (Elektronengas) aufgebaut Im Metallgitter besetzen die positiv geladenen Metall-Kationen die Gitterplätze Verformbar Hohe Schmelz- & Siedetemperaturen 5.3 Gewinnung von Metallen Aus Erzen, Mineralien mit hohem Anteil an Metall-Ionen Eisen wird in Hochöfen aus Eisenerzen und Koks gewonnen Aluminium, Natrium und hochreines Kupfer werden durch Elektrolyse gewonnen 5.4 Legierungen Metalle werden im geschmolzenen Zustand vermischt, wodurch sich die Eigenschaften verbessern 6 Ionen 6.1 Aufbau und Bildung Ionen sind elektrisch geladene Teilchen. Metalle bilden positiv geladene Kationen, Nichtmetalle (außer Wasserstoff) bilden negativ geladene Anionen Ionen der Hauptgruppen-Elemente haben wie Edelgasatome eine voll besetzte Außenschale (Edelgaskonfiguration) und sind somit stabil (Oktett- bzw. Edelgasregel) Metalle sind Elektronen-Donatoren, Nichtmetalle Elektronen-Akzeptoren Die Ionenbildung kann in der Elektronenschreibweise dargestellt werden: 6.2 Ionenverbindungen Mg Mg 2+ + 2e - Ionen sind Bausteine der Salze und salzartigen Stoffe und werden durch Ionenbindungen zusammengehalten Eigenschaften der Salze und salzartigen Stoffe: - Hart und spröde; die Kristalle zerbrechen meist in Bruchstücke mit gleicher Kristallform - Besitzen meist eine sehr hohe Schmelz- und Siedetemperatur - Gut wasserlöslich - Leiten in Lösung und als Schmelze den elektrischen Strom - Als kristalline Feststoffe elektrische Nichtleiter (Isolatoren) 6.3 Ionengitter Im Ionengitter bilden die Ionen eine möglichst dichte Packung, wobei die verschiedenartig geladenen Ionen abwechselnd bestimmte Plätze besetzen Die Koordinationszahl gibt die Anzahl der Ionen an, die ein entgegengesetzt geladenes Ion unmittelbar umgeben
7 Moleküle 7.1 Elektronenpaarbindung und Oktettregel Moleküle bestehen aus Nichtmetall-Atomen, die durch gemeinsame Elektronenpaare miteinander verbunden sind (Elektronenpaar-Bindung/ Atombindung/ kovalente Bindung). Somit erreicht jedes Nichtmetall-Atom in Molekülen die Edelgaskonfiguration Die Edelgaskonfiguration bezieht sich auf eine voll besetzte Außenschale (Helium: 2 Valenzelektronen; alle anderen Edelgas-Atome: acht Valenzelektronen) Die Bindungselektronen zählen zu jedem Bindungspartner Wasserstoff-Atome haben in Verbindungen zwei Valenzelektronen ( Helium); die anderen Nichtmetall- Atome haben in Verbindungen acht Valenzelektronen (Oktettregel) 7.2 LEWIS-Formel In den LEWIS-Formeln für Moleküle werden bindende und nichtbindende Elektronenpaare durch Striche und einzelne Elektronen als Punkt dargestellt Neben Einfachbindungen sind auch Mehrfachbindungen zwischen den Atomen möglich Beispiel: Für Ionenverbindungen gibt es keine LEWIS-Formeln 7.3 Elektronenpaarabstoßungs-Modell (VSEPR-Modell) Mit diesem Modell lässt sich die räumliche Struktur von Molekülen aus der LEWIS-Formel herleiten Nach der Oktettregel sind die Atome im Molekül von vier Elektronenpaaren umgeben, die sich gegenseitig abstoßen. Meist ergibt sich eine Tetraeder-Geometrie: Mehrfachbindungen werden in der Art der Abstoßung wie Einfachbindungen behandelt Frei Elektronenpaare brauchen mehr Platz als bindende Elektronenpaare 7.4 VAN-DER-WAALS-Wechselwirkungen Diese schwachen Anziehungskräfte wirken zwischen Molekülen Je größer das Molekül, desto stärker die Wechselwirkungen: Bei 25 C: Fluor F 2 (g) Chlor Cl 2 (g) Brom Br 2 (l) Iod I 2 (s) 7.5 Elektronegativität und polare Bindung Atome verschiedener Elemente unterscheiden sich in ihrer Elektronegativität und ziehen somit das gemeinsame Elektronenpaar in einer Bindung unterschiedlich stark an Das Atom mit der höheren Elektronegativität weist eine negative Partialladung auf (δ - ), das andere eine positive (δ + ). Die Bindung ist polar Mit der Polarität der Bindung steigen Schmelz- und Siedetemperatur, da zusätzliche Gitterkräfte überwunden werden müssen Dipol-Moleküle sind nach außen elektrisch neutrale Moleküle, bei denen die Schwerpunkte positiver und negativer Partialladungen im Molekül nicht zusammenfallen: Sie besitzen einen positiven und einen negativen Pol: Dipol-Molekül: kein Dipol-Molekül: Zwischen Dipol-Molekülen liegen Dipol-Dipol-Wechselwirkungen vor
7.6 Wasserstoffbrücken-Bindungen Voraussetzung zur Ausbildung dieser zwischenmolekularen Wechselwirkungen ist ein positiv polarisiertes H-Atom und ein freies Elektronenpaar an einem stark elektronegativen O-Atom, N-Atom oder F-Atom Stärke: VAN-DER-WAALS-Wechselwirkungen < Wasserstoffbrücken-Bindungen < Elektronenpaar-Bindungen 7.7 Ionenladung Partialladung Formalladung Wenn ein Ion oder ein Molekül als Ganzes eine Ladung trägt, spricht man von einer Ionenladung Beispiel: H 3 O +, OH -, Cl - Liegt in einem Molekül eine polare Atombindung vor, treten an den Atomen Partialladungen auf Beispiel: In LEWIS-Formeln werden Ladungen einzelnen Atomen zugeordnet Formalladungen. Im Unterschied zu Ionenladungen werden sie eingekreist. Berechnung: Valenzelektronen des freien Atoms (freie Elektronen im Molekül + ½ Bindungselektronen im Molekül) Beispiel:
8 Säuren, Laugen, Salze 8.1 Säure/Base - Definition Säuren sind Teilchen, die Protonen (Wasserstoff-Ionen) abgeben (Protonendonatoren). Es entstehen dadurch so genannte Säurerest-Ionen, die negativ geladen sind Basen sind Teilchen, die Protonen aufnehmen (Protonenakzeptoren) Säure/Basen-Reaktionen sind Reaktionen, bei denen Protonen übertragen werden 8.2 Saure Lösungen...sind wässrige Lösungen, die Oxonium-Ionen (H 3 O + (aq)) enthalten Bildung saurer Lösungen: Halogenwasserstoff + Wasser Halogenid-Ion + Oxonium-Ion saure Lösung Nichtmetalloxid + Wasser Säurerest-Ion + Oxonium-Ion saure Lösung 8.3 Alkalische Lösungen...sind wässrige Lösungen, die Hydroxid-Ionen (OH - (aq)) enthalten Hydroxide sind Ionenverbindungen aus positiv geladenen Metall-Ionen und Hydroxid-Ionen Bildung alkalischer Lösungen: Metallhydroxid Wasser Metall-Ionen + Hydroxid-Ionen alkalische Lösung Metalloxid + Wasser Metall-Ionen + Hydroxid-Ionen alkalische Lösung Alkalimetall/ Erdalkalimetall + Wasser Metall-Ionen + Hydroxid-Ionen + Wasserstoff alkalische Lösung 8.4 Neutralisation Bei der Reaktion zwischen Oxonium-Ionen und Hydroxid-Ionen spricht man von einer Neutralisation. Es entsteht eine Salzlösung. Die bei der Reaktion frei werdende Wärme wird als Neutralisationswärme bezeichnet H 3 O + (aq) + OH - (aq) 2 H 2 O (l) ; exotherm HCl (aq) + KOH (aq) H 2 O (l) + K + (aq) + Cl - (aq) ; exotherm
8.5 Salze Bestehen aus Kationen (positiv geladene Metall-Ionen) und Anionen (negativ geladene Säurerest-Ionen) Bildung: Metall + Nichtmetall Salz Metall + saure Lösung Salzlösung + H 2 2K (s) + Br 2 (l) 2KBr (s) ; exotherm Zn (s) + 2HNO 3 (aq) Zn(NO 3 ) 2 (aq) + H 2 (g) ; exotherm Metalloxid + saure Lösung Salzlösung + H 2 O CaO (s) + 2HCl (aq) CaCl 2 (aq) + H 2 O (l) ; exotherm Metallhydroxid + saure Lösung Salzlösung + H 2 O 2KOH (s) + H 2 SO 4 (aq) K 2 SO 4 (aq) + 2 H 2 O (l) ; exotherm 8.6 ph-wert und Indikatoren Ein Maß für die Konzentration an H 3 O + - bzw. OH - -Ionen und somit den sauren, neutralen oder basischen Charakter einer wässrigen Lösung ph = -log 10 c(h 3 O + ) Indikatoren bestehen aus Farbstoffteilchen, die entweder als Säure oder als Base reagieren können. In Säuren tritt eine andere Färbung auf als in Laugen.
8.7 Titration Die Titration ist eine Methode zur Ermittlung der Stoffmengenkonzentration. Dabei tropft man eine Maßlösung genau bekannter Konzentration zu einem bestimmten Volumen an Probelösung, bis die Farbe eines Indikators umschlägt. Aus dem Volumen der Verbrauchten Maßlösung kann die Stoffmengenkonzentration der unbekannten Lösung ermittelt werden. (Quelle: http://www.tproske.de/chemie/dateien/35.html) Auf der y-achse wird in dieser Titrationskurve die verbrauchte Menge an Maßlösung (z.b. Salzsäure 0,1mol/l) angegeben. Bis zum Equivalenzpunkt (EP1) wurden 2,5ml HCl mit der Konzentration von 0,1mol/l hinzugegeben. Es wurden vorher 2,5ml NaOH mit einer unbekannten Konzentration als Probelösung vorgelegt. Da die gleiche Menge an Maßlösung wie Probelösung bis zum Erreichen des EP verbraucht wurde, muss die Konzentration der NaOH gleich sein wie die der HCl.
9 Oxidation, Reduktion, Redoxreaktion 9.1 Reaktionen mit Elektronen-Übertragung Oxidation = Elektronenabgabe / Erhöhung der Oxidationszahl (OZ) Reduktion = Elektronenaufnahme / Erniedrigung der OZ Redoxreaktion = Reaktionen mit Elektronen-Übertragung Oxidation (Elektronenabgabe) 2 Na 2 Na + + 2 e - Reduktion (Elektronenaufnahme) Cl 2 + 2 e - 2 Cl - Redoxreaktion (Gesamtreaktion) 2 Na + Cl 2 2 Na + Cl - Reduktionsmittel = Teilchen, die Elektronen abgeben Oxidationsmittel = Teilchen, die Elektronen aufnehmen 9.2 Oxidationszahlen (OZ) & Regeln zu deren Ermittlung Die OZ gibt an, wie viele Elektronen ein Atom in einem Molekül oder Ion formal aufgenommen oder abgegeben hat. Bei polaren Elektronenpaarbindungen (z.b. beim HCl-Molekül) werden die Bindungselektronen jeweils dem Atom mit der größeren Elektronegativität zugeordnet. Regeln zur Bestimmung von Oxidationszahlen (OZ) Die OZ wird als römische Zahl über dem Elementsymbol notiert. Zu jeder OZ gehört ein Vorzeichen, + oder -; bei positiver OZ kann das Vorzeichen weggelassen werden; die Art des Vorzeichens ergibt sich aus den folgenden Regeln. Die Summe der OZ aller Atome eines Moleküls ist Null Hinweis: Indices beachten! Es gibt keine höheren OZ als +/-8! Elemente erhalten immer die OZ = 0. Bei einatomigen Ionen ist die Ladung (Vorzeichen und Betrag) gleich der OZ. Bei mehratomigen Ionen ist die Summe der OZ aller Atome gleich der Ladung dieses Ions. Vorgehen in der Reihenfolge der Auflistung: 1. Metallatome (einschließlich B und Si) erhalten i.d.r. eine positive OZ OZ entspricht Wertigkeit! 2. Fluor erhält immer die OZ = -I. 3. Wasserstoff erhält meistens die OZ = +I 4. Sauerstoff erhält meistens die OZ = -II 5. Halogene erhalten meistens die OZ = -I Hinweis: Atome in höheren Verbindungen (mehrere Atomsorten vorhanden): Feststellen der OZ nach den Regeln oben; dabei unbedingt Reihenfolge einhalten! Widersprechen sich zwei Regeln scheinbar, so erhält die vorausgehende den Vorrang! 9.3 Aufstellen von Redoxgleichungen Aufstellen der Redoxpaare und Angabe der Oxidationszahlen Angabe der Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion mit Elektronenabgabe und aufnahme Ladungsausgleich: In saurer Lösung mir H 3 O + -Ionen; in alkalischer Lösung mit OH - - Ionen Ausgleich der Atombilanz mir Wasser-Molekülen Multiplizieren der Teilgleichungen Addition der Teilgleichungen zur Redoxgleichung
10 Nachweisreaktionen für Wasser (H 2 O) Man gibt einige Tropfen der zu untersuchenden Flüssigkeit zu wasserfreiem CuSO 4 (weiß) Beobachtung: Das Salz wird blau Reaktionsgleichung: CuSO 4 (s) + 5H 2 O (l) CuSO 4 * 5H 2 O (s) Sauerstoff (O 2 ) Man hält einen glimmenden Holzspan in das Gas (Glimmspanprobe) Beobachtung: Der Holzspan flammt auf Wasserstoff (H 2 ) Man fängt eine Gasprobe in einem Reagenzglas auf und entzündet sie (Knallgasprobe) Beobachtung: Wenn die Probe ruhig abbrennt, enthält sie reinen Wasserstoff. Enthält sie noch Sauerstoff oder Luft, verbrennt sie mit einem pfeifenden Geräusch Kohlenstoffdioxid (CO 2 ) CO 2 wird in Kalkwasser geleitet Beobachtung: Es bildet sich weißes CaCO 3 Reaktionsgleichung: Ca 2+ (aq) + CO 2 (g) + 2OH - (aq) CaCO 3 (s) + H 2 O (l) Halogenid-Ionen a) Die Lösung wird mit verd. HNO 3 angesäuert b) Verd. AgNO 3 -Lösung wird zugegeben Beobachtung: Es bilden sich Niederschläge von AgCl (weiß), AgBr (gelblich), AgI (gelb) * * Fluorid-Ionen bilden keinen Niederschlag mit Silbersalzlösung, da AgF ein in Wasser gut lösliches Salz ist Reaktionsgleichung: AgNO 3 (aq) + Cl - (aq) AgCl (s) + NO 3 - (aq) gut löslich in verd. NH 3 -Lösung AgNO 3 (aq) + Br - (aq) AgBr (s) + NO 3 - (aq) schlecht löslich in verd. NH 3 -Lösung AgNO 3 (aq) + I - (aq) AgI (s) + NO 3 - (aq) nicht löslich in verd. NH 3 -Lösung Bromwasser Nachweis von Mehrfachbindungen in organischen Molekülen In einem Reagenzglas wird die Probe mit Bromwasser versetzt Beobachtung: Das Bromwasser entfärbt sich BAEYER -Reagenz Nachweis von Mehrfachbindungen in organischen Molekülen In einem Reagenzglas wird die BAEYER-Reagenzlösung gefüllt. Durch eine Kanüle wird in das verschlossene Glas Ethen eingeleitet Beobachtung: Die violette Lösung entfärbt sich und ein brauner Niederschlag aus MnO 2 bildet sich Carbonat-Ionen (CO 2-3 ) Die Lösung wird in einem Reagenzglas mit verd. HCl angesäuert. Das frei werdende CO 2 Gas wird in Kalkwasser geleitet Beobachtung: Es bildet sich ein weißer Niederschlag von CaCO 3 Reaktionsgleichungen: CO 2-3 (aq) + 2H 3 O + (aq) 3H 2 O (l) + CO 2 (g) Ca 2+ (aq) + CO 2 (g) + 2OH - (aq) CaCO 3 (s) + H 2 O (l) BEILSTEIN-Probe Nachweis organischer Halogenverbindungen Man glüht einen Kupferdraht in der nicht-leuchtenden Brennerflamme aus und taucht ihn dann in die Probe. Der Kupferdraht mit Probe wird erneut in die Brennerflamme gehalten Beobachtung: Die Brennerflamme färbt sich grün TOLLENS-Probe Nachweis von Aldehyden Ammoniakalische Silbernitrat-Lösung (TOLLENS-Reagenz) wird mit der Probe im Wasserbad erwärmt Beobachtung: Das Silber scheidet sich an der Glaswand als Silberspiegel ab. Die Silber-Ionen werden von Aldehyden zu elementarem Silber reduziert SCHIFFsche Probe Nachweis von Aldehyden Im Reagenzglas wird eine Probe mit der farblosen Reagenzlösung versetzt Beobachtung: Aldehyde bilden mit der farblosen Reagenzlösung einen roten Farbstoff FEHLING Probe Nachweis von Aldehyden Man erhitzt eine Probe mit alkalischer Reagenzlösung, die Cu 2+ -Ionen enthält Beobachtung: Es bildet sich ein Niederschlag von rotem Kupfer(I)-oxid Iod/Stärke-Nachweis Man gibt eine Lösung von Iod zu Stärkelösung Beobachtung: Die Lösung färbt sich blau
11 Kinetik 11.1 Reaktionsgeschwindigkeit und Geschwindigkeitsgleichung Die Geschwindigkeitsgleichung beschreibt die Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von der Konzentration. Reaktionen, die in einem Schritt erfolgen, heißen Elementarreaktionen. Für Elementarreaktionen des Typs A + B C gilt: v = k * c(a) * c(b) (k= Geschwindigkeitskonstante) 11.2 Energieverteilung und Aktivierungsenergie Die Aktivierungsenergie E A ist eine Größe auf Stoffebene, sie Entspricht der Mindestenergie E min der Teilchen bei einem Stoß, der zur Reaktion führt. Der Anteil energiereicher Teilchen nimmt mit steigender Temperatur Stark zu RGT-Regel: Eine Temperaturerhöhung um 10 C verdoppelt die Reaktionsgeschwindigkeit Katalysatoren: - beschleunigen chemische Reaktionen - setzen die E A herab - liegen nach der Reaktion unverändert vor Bsp: Enzyme als temperaturempfindliche Biokatalysatoren 12 Alkane und Alkene 12.1 Einteilung und Kennzeichen der Kohlenwasserstoffe Homologe Reihe: Eine Reihe, bei der die Kohlenwasserstoffe (KW s) nach der Anzahl der in ihren Molekülen enthal-tener C-Atome geordnet sind. Jedes Glied wächst um eine CH 2 -Gruppe gegenüber dem vorhergehenden Molekül. Schmelz-/Siedetemperatur: Zwischen den unpolaren Molekülen wirken schwache VdW-Kräfte. KW s schmelzen und sieden somit bei niedriger Temperatur. Mit steigender Molekülgröße nehmen die VdW-Kräfte zu. Löslichkeit: KW s sind unpolar und lösen sich nicht in polaren Lösungsmitteln wie Wasser (hydrophob)
Kennzeichen der Alkane: Bei C-C-Einfachbindungen sind die Molekülteile um die C-C-Achse gegeneinander drehbar Die Bindungswinkel betragen 109,5 (Tetraederwinkel) Alkane sind reaktionsträge; Reaktion mit O 2 Verbrennung zu CO 2 und H 2 O Reaktion mit Halogenen Substitutionsreaktion zu Halogenalkanen Kennzeichen der Alkene: Die an einer C=C-Bindung beteiligten Atome liegen in einer Ebene (nicht frei drehbar!) Alkene sind reaktionsfreudig typische Reaktion: Additionsreaktionen 12.2 Isomerie Isomere Verbindungen haben die gleiche Molekülformel, besitzen aber unterschiedliche Strukturformeln. Konstitutionsisomerie: Unterschiedliche Reihenfolge der Verknüpfung der Atome E/Z-Isomerie: Unterschiedliche räumliche Lage von Atomen, bei gleicher Reihenfolge der Verknüpfung (E: Entgegen; Z: Zusammen)
13 Alkane und ihre Nomenklatur 14 Stoffklassen organischer Verbindungen
14.1 Alkohole a) Schmelz- und Siedetemperaturen Liegen höher als bei Alkanen, da sich zwischen den Hydroxygruppen H-Brückenbindungen ausbilden b) Löslichkeit / Mischbarkeit Alkohole können sowohl hydrophile als auch hydrophobe Stoffe lösen. Mit zunehmender Länge des unpolaren Alkylrestes sind die Moleküle weniger hydrophil 14.2 Aldehyde und Ketone a) Schmelz- und Siedetemperaturen Aldehyde und Ketone bilden zwischen den Carbonylgruppen Dipol/Dipol-WW, aber keine H-Brücken aus. Ihre Schmelz- und Siedepunkte liegen deshalb höher als bei vergleichbaren Alkanen, aber wesentlich niedriger als die von vergleichbaren Alkoholen. b) Löslichkeit / Mischbarkeit Kurzkettige Aldehyde und Ketone sind aufgrund von H-Brücken mit Wasser mischbar. Langkettige Vertreter mischen sich aufgrund von VdW-WW mit Heptan. c) Unterschiede Aldehyde lassen sich zu Carbonsäuren oxidieren. Daher wirken sie reduzierend. Ketone nicht. 14.3 Carbonsäuren und Carbonsäureester a) Schmelz- und Siedetemperaturen Carbonsäuren haben hohe Schmelz- und Siedetemperaturen. Die Carboxygruppe der Carbonsäuren bildet untereinander H-Brücken aus, wodurch Doppelmoleküle entstehen. Zwischen den Doppelmolekülen liegen VdW-Kräfte vor, die wegen der Molekülgröße relativ stark sind. Zwischen Ester-Molekülen liegen Dipol/Dipol-WW vor. Sie haben daher niedrigere Schmelz- und Siedetemperaturen als Alkohole und Carbonsäuren. b) Saure Reaktion Das H-Atom der OH-Bindung der Carboxygruppe ist stark positiviert Carbonsäuren gehen als Protonendonatoren mit Wasser-Molekülen Säure/Base-Reaktionen ein. Mit Laugen reagieren Carbonsäuren zu Salzen. R-COOH + H 2 O R-COO - + H 3 O + R-COOH + NaOH R-COO - + Na + + H 2 O c) Veresterung und Esterspaltung Ester entstehen bei der Reaktion von Carbonsäuren mit Alkoholen unter Abspaltung von Wasser. Dies ist eine Gleichgewichtsreaktion. Durch Erhitzen mit Natronlauge werden Carbonsäureester vollständig gespalten (Verseifung)