Grundkompetenzen Chemie

Grundkompetenzen Chemie
Gymnasium Kirchheim
Grundkompetenzen der Jahrgansstufe 8
(ohne seitliche Markierung)
Grundkompetenzen der Jahrgansstufe 9
(Grundkompetenzen der Jgst. 8 und Absätze mit blauem Kompetenzstreifen)
Grundkompetenzen der Jahrgansstufe 10
(Grundkompetenzen der Jgst. 8 und 9 und Absätze mit orangem Kompetenzstreifen)
Inhalt
1
Teilchenkonzept ............................................................................................................. 3
1.1
Einteilung der Stoffe ................................................................................................ 3
1.2
Aufbau von Stoffen aus kleinen Teilchen und die chemische Formelsprache .......... 4
1.2.1
Das beobachten wir bei Elementen: ................................................................. 4
1.2.2
Das beobachten wir bei Verbindungen: ............................................................ 5
1.3
Chemische Formel .................................................................................................. 7
1.4
Atombau und Periodensystem ................................................................................ 9
1.4.1
Atommodelle .................................................................................................... 9
1.4.2
Fachbegriffe zum Atombau .............................................................................10
1.5
1.5.1
Ionenbindung ..................................................................................................11
1.5.2
Metallbindung ..................................................................................................12
1.5.3
Atombindung ...................................................................................................12
1.6
2
3
Bindungstypen .......................................................................................................11
Molekülbau .............................................................................................................13
1.6.1
Valenzstrichformel ...........................................................................................13
1.6.2
EPA-Modell .....................................................................................................14
Chemische Reaktion .....................................................................................................16
2.1
Merkmale einer chemischen Reaktion ....................................................................16
2.2
Gesetzmäßigkeiten chemischer Reaktionen...........................................................17
2.3
Teilchenmasse m ...................................................................................................17
2.4
Stoffmenge n ..........................................................................................................17
2.5
Zusammenhang zwischen Quantitätsgrößen und Umrechnungsgrößen.................17
2.6
Aufstellen einer chemischen Reaktion und Erstellen von Formelgleichungen.........18
2.7
Aussagen einer chemischen Gleichung..................................................................20
Struktur- und Eigenschaftskonzept ................................................................................22
3.1
Grundlagen zu Dipolmolekülen...............................................................................22
3.2
Intermolekulare Wechselwirkungen ........................................................................23
4
Energiekonzept .............................................................................................................24
5
Donator-Akzeptor-Konzept ............................................................................................26
5.1
Salzbildung – eine Redoxreaktion ..........................................................................26
5.2
Salzbildung – eine Säure-Base-Reaktion ...............................................................30
1 Teilchenkonzept
Alle Stoffe bestehen aus kleinsten Teilchen. Die Teilchen eines Stoffes sind untereinander gleich. Die Teilchen verschiedener Stoffe unterscheiden
sich in ihrer Größe, Masse und ihren Anziehungskräften.
1.1 Einteilung der Stoffe
Chemischer Vorgang
Reinstoff, Element, Verbindung
Physikalischer Vorgang
Mischen
Stoffgemische
Reinstoffe
Trennen
Synthese
Elemente
Verbindungen
Analyse
Stoffebene
Lassen sich
chemisch nicht
weiter zerlegen
Teilchenebene
Am Aufbau
ist nur eine
Atomsorte
beteiligt
Stoffebene
Können durch
chemische Reaktionen weiter zerlegt werden
Teilchenebene
Reinstoffe, die aus
mindestens zwei verschiedenen Atomsorten
zusammengesetzt sind
Seite 3
Heterogen
/Homogen
1.2 Aufbau von Stoffen aus kleinen Teilchen und die chemische
Formelsprache
1.2.1 Das beobachten wir bei Elementen:
Elemente = Reinstoffe, deren kleine Teilchen aus gleichen Atomen bestehen!
A) Edelgase sind aus einzelnen Atomen aufgebaut, die voneinander isoliert sind:
Edelgase (Elemente der VIII. Hauptgruppe), Heli◄ um, Neon, Argon, Krypton, …
1 Atom; Formelschreibweise He
Man sagt: „Helium kommt atomar vor.“ – „Helium hat ein atomares Vorkommen.“
B) Manche Elemente bestehen aus Molekülen:
Diese gasförmigen Elemente
bestehen aus
2-atomigen
Elementmolekülen
►
Sauerstoff O2
Wasserstoff H2
Stickstoff N2
1 Sauerstoffatom
1 Sauerstoffatom
1 Molekül
Ein Molekül ist ein Teilchenpaket mit einer genau bestimmten Zusammensetzung aus zwei
oder mehreren Atomen.
Ein Elementmolekül ist aus gleichartigen Atomen aufgebaut.
Man sagt: „Sauerstoff kommt molekular vor.“ – „Sauerstoff bildet zweiatomige Elementmoleküle.“ – „Sauerstoff hat ein molekulares Vorkommen“.
Merke: Stoffe, die im elementaren Zustand als zweiatomige Moleküle vorkommen: Wasserstoff (H2), Sauerstoff (O2), Fluor (F2), Brom (Br2), Iod (I2), Stickstoff (N2), Chlor (Cl2)
[Merkhilfe: HOFBrINCl]
Seite 4
C) Die meisten Feststoffe (Metalle) bestehen aus Atomverbänden mit nicht genau bestimmter Atomanzahl
x Eisenatome; das Elementsymbol Fe
steht für ein Atom aus dem Atomverband
des Eisens
- z. B. Eisen
x Kupferatome; das Elementsymbol Cu
steht für ein Atom aus dem Atomverband des Kupfers
- z. B. Kupfer
1.2.2 Das beobachten wir bei Verbindungen:
Verbindungen = Stoffe, deren kleine Teilchen aus verschiedenartigen Atomen bestehen!
A) Sehr viele Flüssigkeiten und Gase sind aus Nichtmetallatomen aufgebaut. Es sind molekular gebaute Stoffe und bestehen aus Verbindungsmolekülen mit genau bestimmter
Atomanzahl:
Ein Wasser-Molekül besteht
aus 1 Atom Sauerstoff und 2
Atomen Wasserstoff.
H2O
Ein KohlenstoffdioxidMolekül besteht aus 2
Atomen Sauerstoff und
1 Atom Kohlenstoff.
CO2
Ein Ethan-Molekül besteht
aus 2 Atomen Kohlenstoff
und 6 Atomen
Wasserstoff.
C2H6
Ein Verbindungsmolekül ist aus verschiedenen Atomsorten aufgebaut.
In der Formelsprache gibt die Molekülformel an, aus wie vielen Atomen jeweils ein Molekül
besteht.
Seite 5
B) Sehr viele Feststoffe sind salzartige Stoffe bestehend aus Metall- und Nichtmetallatomen.
Sie sind zu Atomverbänden geordnet mit nicht genau bestimmter Atomanzahl:
Die Formeleinheit ist das Teilchenpaket, welches die kleinste sich wiederholende Atomgruppierung darstellt.
In der Formelsprache gibt die Verhältnisformel das Atomzahlenverhältnis der am Aufbau
des Atomverbandes beteiligten Atome an.
[Formeleinheit CuO]x
- schwarzes Kupferoxid
Verhältnis Kupfer zu Sauerstoff = 1:1
Verhältnisformel CuO
[Formeleinheit Cu2O]x
- rotes Kupferoxid
Verhältnis Kupfer zu Sauerstoff = 2:1
Verhältnisformel Cu2O
Seite 6
1.3 Chemische Formel
Verbindungen, die durch die Reaktion von zwei verschiedenen Elementen miteinander gebildet wurden (=binäre Verbindung) können auf verschiedene Weisen benannt werden.
Für molekulare Stoffe, die durch die Reaktion von zwei Nichtmetallen entstanden sind, verwenden Chemiker bevorzugt die Zahlwort-Nomenklatur (= Benennung).
Bei salzartigen Stoffen, die durch die Reaktion von Metall und Nichtmetallen entstanden
sind, verwenden Chemiker die Wertigkeitsnomenklatur (bei Nebengruppenmetallen) oder
die Kurzformnomenklatur (bei Hauptgruppenmetallen).
A) Zahlwort-Nomenklatur: Distickstofftetraoxid N2O4
Das Element, das im PSE weiter links und weiter unten steht, wird zuerst genannt:
Anzahl der Stickstoffatome als
griech. Zahlwort
Di
+
deutscher
Name des
1. Elements
+
Anzahl der Sauerstoffatome als
griech. Zahlwort
stickstoff
+
Endung
lat./griech.
Wortstamm des
2. Elements
tetra
+
ox
-id
id
Die chemische Formel der Verbindung kann direkt aus dem Namen abgeleitet werden und
umgekehrt.
[1 mono, 2 di, 3 tri, 4 tetra, 5 penta, 6 hexa 7 hepta, 8 octa, 9 nona, 10 deca]
B) Kurzform-Nomenklatur: Natriumchlorid
Wird bei Salzen verwendet, die durch die Reaktion eines Metalls aus einer Hauptgruppe mit
einem Nichtmetall entstanden sind
deutscher
Name Metall
+
Natrium
lat./griech.
Wortstamm
Nichtmetall
Endung
+
-id
sulf
id
C) Wertigkeits-Nomenklatur: Kupfer(II)-chlorid CuCl2
Die Wertigkeit des Nebengruppenmetalls wird in Klammer direkt hinter dem Namen des Metallatoms angegeben.
deutscher
Name Metall
Kupfer
+
Wertigkeit des
Metalls als röm.
Zahl in Klammer
(II)
+
„-„
+
-
Seite 7
lat./griech.
Wortstamm des
Nichtmetalls
chlor
Endung
+
-id
id
Zur Ableitung der Verhältnisformel/Molekülformel über die Wertigkeit aus dem PSE:
Hauptgruppennummer I
Wertigkeit
I
II
II
III
III
IV
IV
V
III
VI
II
VII
I
[Beachte mögliche Abweichungen der Wertigkeiten in den Hauptgruppen IV-VI]
Beispiel: Aluminiumoxid
1. Ablesen der Elementsymbole
Al
O
2. Ermitteln der Wertigkeiten aus dem PSE
III-wertig
II-wertig
3. KgV der Wertigkeiten bilden
III · II = 6
4. KgV durch Wertigkeiten teilen
6:3=2
5. Atomzahlenverhältnis bilden
2
6. Formel
6:2=3
:
Al2O3
7. Bei Salzen müssen die Indices evtl. noch gekürzt werden
Seite 8
3
1.4 Atombau und Periodensystem
1.4.1 Atommodelle
Schalenmodell als räumliche Darstellung der Elektronenverteilung
Das Atom ist das kleinste Teilchen eines Elements.
Im Atomkern befinden sich die positiv geladenen Protonen p+ und die ungeladenen
Neutronen n. Hier befindet sich annähernd die gesamte Masse eines Atoms.
Die Atomhülle enthält die nahezu masselosen Elektronen e -.
Die räumlichen Aufenthaltsbereiche der Elektronen sind als Kugelschalen dargestellt
und werden von innen nach außen mit den Großbuchstaben K, L, M, N, O, P, Q gekennzeichnet.
Energiestufenmodell als Darstellung der Energieverteilung der Elektronen im
Atom
Ordnet man die Elektronen, die sich in einer Schale befinden gruppenweise nach
ihrer Energie, so ergibt sich das Energiestufenmodell. Die Energiestufen sind mit
den Hauptquantenzahlen n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 durchnummeriert. Den Elektronen der
K-Schale ist die Hauptquantenzahl 1 zugeordnet. Die maximal mögliche Besetzung
einer Energiestufe (bzw. Schale) berechnet sich zu 2n2.
Orbitalmodell als räumliche Darstellung der Aufenthaltswahrscheinlichkeit der
Elektronen
Ein Orbital ist der Raum um den Atomkern, in dem sich ein Elektron mit einer genau
bestimmten Wahrscheinlichkeit aufhält. Jedes Orbital kann mit maximal zwei Elektronen besetzt werden. Man unterscheidet Atomorbitale (AO) von Molekülorbitalen
(MO). Ein AO befindet sich nur im Anziehungsbereich eines Atomkerns, wohingegen
ein MO sich im Anziehungsbereich zweier Atomkerne befindet. Es entsteht bei der
Bildung einer Atombindung durch die Überlappung zweier einfachbesetzter Atomorbitale.
Seite 9
1.4.2 Fachbegriffe zum Atombau
Valenzelektronen sind die Elektronen der äußersten Schale/ höchsten Energiestufe.
Sie bestimmen im Wesentlichen die charakteristischen Eigenschaften eines Elements.
Elektronenkonfiguration ist die Verteilung der Elektronen auf die Schalen bzw. Energie-stufen. Bsp.: Natriumatom
Schalenmodell
K-Schale
Energiestufenmodell Energiestufe n=1
Elektronen
2
L-Schale
Energiestufe n=2
8
M-Schale
Energiestufe n=3
1
Kurzschreibweise: 12 28 31
Ionisierungsenergie ist der Energiebetrag, der notwendig ist um ein Valenzelektron
vollständig aus dem Anziehungsbereich des Atomkerns zu entfernen.
Isotope sind Atome eines Elements mit gleicher Protonenzahl, die sich aber in der
Neutronenzahl unterscheiden.
Atom
Atomkern
Atomhülle
Protonen p+
Neutronen n
Elektronen e-
Protonenzahl Z
=
Ordnungszahl
Neutronenzahl N
Elektronenanzahl entspricht
der Protonenzahl
Nukleonen
Nukleonenzahl A
Es gilt: Die Nukleonenzahl A ist die Summe der Protonenzahl Z und Neutronenzahl N: A = Z + N.
Die Nukleonenzahl entspricht der Massenzahl (= Betrag der Atommasse).
Beispiel: Natrium
23
11 Na: 11p+, 11 e-, 12 n
Seite 10
1.5 Bindungstypen
Jede chemische Bindung beruht auf der Wechselwirkung (Anziehungs- und Abstoßungskräfte) zwischen positiv und negativ geladenen Teilchen.
Bei chemischen Stoffen kann man prinzipiell zwischen drei verschiedenen Bindungstypen
unterscheiden: Ionenbindung, Metallbindung und Atombindung.
1.5.1 Ionenbindung
Die Ionenbindung ist bei Salzen zu finden. Bei der Reaktion von
einem Metall mit einem Nichtmetall findet ein Elektronenübergang statt, wodurch positiv geladenen Kationen (z. B. Na+) und
negativ geladenen Anionen (z. B. Cl-) entstehen. So setzt sich
z. B. das Natriumchlorid-Gitter aus Na+ - Ionen und Cl- - Ionen
zusammen, die sich auf Grund ihrer entgegengesetzten Ladung
elektrostatisch anziehen (siehe Abb. 1). Die genaue Verhältnisformel des Salzes kann mit Hilfe der Ionenwertigkeit bestimmt
werden. Diese entspricht der Ionenladung und gibt an, wie viele
e- aufgenommen bzw. abgegeben werden müssen, um den
Oktettzustand zu erreichen.
Man unterscheidet zwischen Atomionen und Molekülionen. Erstere werden gebildet, wenn Nichtmetallatome als Elektronenakzeptoren fungieren. Dienen ganze Atomgruppierungen (Moleküle) als Elektronenakzeptoren, so entstehen Molekülionen. Auch
hier entspricht die Ladung der Ionenwertigkeit.
Abbildung 1: Natriumchlorid-Gitter
Quelle:
http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Salze_Natriumchl
oridgitter_Kugeln.svg, Autor: Roland.chem
Die folgende Tabelle zeigt dir wichtige Kationen und Anionen:
Formel
Name
Formel
NH4+
Ammonium-Ion
Fe2+
Eisen(II)-Ion
S2-
Fe3+
Eisen(III)-Ion
SO42-
Sulfat-Ion
OH-
Hydroxid-Ion
SO32-
Sulfit-Ion
Nitrid-Ion
PO43-
Phosphat-Ion
Permanganat-Ion
3-
N
NO3-
HCO3-
Name
HydrogencarbonatIon
Sulfid-Ion
Nitrat-Ion
MnO4-
NO2-
Nitrit-Ion
CrO42-
Chromat-Ion
CO32-
Carbonat-Ion
Cr2O72-
Dichromat-Ion
Seite 11
1.5.2 Metallbindung
Metalle bestehen nur aus Metallatomen. Obwohl hier kein
Elektronenakzeptor vorliegt, geben die Metallatome trotzdem ihre Valenzelektronen ab, um den Edelgaszustand
zu erreichen, wodurch positiv geladene Metallatomrümpfe
entstehen. Diese lagern sich in einem regelmäßigen Kristallgitter an. Zwischen den Atomrümpfen befinden sich die
frei beweglichen (delokalisierten) Valenzelektronen, die
als Elektronengas bezeichnet werden. Wie auch bei Salzen sorgen elektrostatische Anziehungskräfte für den
Zusammenhalt. (siehe Abb. 2).
positiv geladene
Metall-Atomrümpfe
+
+
+
+
+
+
+
+
+
Abbildung 2: Elektronengas-Modell
re
Zustandekommen von Atombindungen am Beispiel H2:
Seite 12
+
frei bewegliche
Elektronen  Elektronengas
Der Zusammenhalt der Atome in Molekülen beruht auf
der Überlappung von Atomorbitalen. Dadurch entsteht die
sog. Atombindung (auch Elektronenpaarbindung oder
kovalente Bindung genannt).
Die beiden Valenzelektronen (von jedem Wasserstoffatom jeweils 1) halten sich bevorzugt im Überlappungsbereich der beiden Atomhüllen auf. Dieses gemeinsame
Elektronenpaar verbindet sozusagen die beiden Atomhüllen zu einer Molekülhülle und deshalb als bindendes
Elektronenpaar bezeichnet. Die beiden Elektronen des
bindenden Elektronenpaars gehören jedem der beiden
Atome zu gleichen Teilen. So nutzt jeder der beiden Partner das „zusätzliche“ Elektron für seine Valenzschale und
erreicht somit den Edelgaszustand (siehe Abb. 4)
+
+
+
+
1.5.3 Atombindung
Nähern sich zwei Wasserstoffatome an, beginnen ab einem gewissen Abstand der positiv geladene Kern des
einen Atoms und die negativ geladene „Hülle“ des anderen Atoms sich gegenseitig anzuziehen (= Anziehungskraft). Die Atome nähern sich solange einander an, bis die
Anziehungskraft genau so groß ist, wie die Abstoßungskraft zwischen den beiden positiv geladenen Atomkernen.
Dies ist bei Abstand re der Fall (Abb. 3).
+
+
+
+
Abbildung 3: Bildung von H2
H∙
+
∙H

H∙∙H
H∙ +
∙H

H–H

Abbildung 4: Bildung des Wasserstoffmoleküls
Mehrfachbindungen:
Betrachtet man das Schalenmodell des Stickstoffmoleküls
(Abb. 5), so fällt auf, dass sich hier nicht nur ein bindendes Elektronenpaar im Überlappungsbereich der äußersten Schale befindet, sondern drei bindende Elektronenpaare. Dies ist nötig, weil nur dadurch jedes Atom den
Edelgaszustand erreicht.
Im Vergleich dazu bildet das Sauerstoffmolekül zwei bindende Elektronenpaare aus, um den Oktettzustand zu
erreichen.
Abbildung 5: Schalenmodell des Stickstoffmoleküls (Dreifachbindung)
Werden zwischen zwei Atomen mehrere bindende Elektronenpaare ausgebildet, so spricht man von Mehrfachbindungen (z. B. Zweifachbindung bei Sauerstoff oder
Dreifachbindung bei Stickstoff).
1.6 Molekülbau
Man kann zwischen der Summenformeln und der Strukturformel unterscheiden. Die Summenformel gibt nur die atomare Zusammensetzung des Stoffs an. Die Strukturformel (auch
Valenzstrichformel oder Lewis-Formel genannt) gibt zusätzlich Aufschluss über die bindenden/nicht bindenden Elektronenpaare. Außerdem können Bindungswinkel angedeutet werden. Will man die genaue räumliche Struktur eines Moleküls darstellen, so findet das Elektronenpaar-Abstoßungs-Modell, kurz EPA-Modell (engl.: VSEPR-Modell), Anwendung.
1.6.1 Valenzstrichformel
Um die Valenzstrichformel eines Moleküls aufzustellen, muss man einige Regeln beachten:
1. Freie Elektronenpaare werden dem zugehörigen Elementsymbol als Strich zugeordnet.
2. Einzelelektronen werden als Punkt dargestellt.
3. Bindende Elektronenpaare werden als Verbindungsstrich zwischen den Elementsymbolen dargestellt.
4. Für alle Atome in der Verbindung muss die Oktettregel erfüllt sein.
5. Formale Ladungen müssen mit „-„ oder „+“ am entsprechenden Atom gekennzeichnet
sein.
Seite 13
Vorgehensweise zum Aufstellen einer Valenzstrichformel:
Graphisches Aufstellen über die Punktschreibweise
1.
2.
3.
Man formuliert für alle Atome, die an der Verbindung beteiligt sind, die Valenzstrichschreibweise. Am besten ordnet man alle Elektronen erst einmal als Punkte (links,
rechts, unter und über dem Elementsymbol) um das Elementsymbol an.
Nun sortiert man die Atome so zusammen, dass für jedes Atom der Oktettzustand (für
Wasserstoff der Duplett-Zustand) erreicht ist. Es sind auch Doppel- und Dreifachbindungen möglich.
Als nächstes werden nun Punktepaare durch Striche ersetzt und somit die bindenden
und nicht-bindenden Elektronenpaare symbolisiert.
Wichtiger Hinweis: Die Anzahl der Valenzelektronen aller beteiligten Atome zusammen muss
der Anzahl der verwendeten Elektronen (sowohl bindend als auch nicht-bindend) entsprechen! Es gehen weder Elektronen verloren, noch kommen welche dazu.
4.
Zuletzt wird an jedem Atom überprüft, ob eine Formalladung entstanden ist. Dies kann
man kontrollieren, in dem man die Elektronen, die tatsächlich zu dem Atom gehören,
zählt und mit der Anzahl der Valenzelektronen, die das Atom laut PSE haben sollte, vergleicht. Sind mehr Elektronen vorhanden, so ergibt sich eine negative Formalladung.
Sind weniger Elektronen vorhanden, so entsteht eine positive Formalladung.
1.6.2 EPA-Modell
= Elektronenpaar-Abstoßungs-Modell
Abhängig von der Anzahl der Bindungen sind hier viele räumliche Strukturen möglich. Wir
beschränken uns auf folgende Molekülgeometrien: linear, gewinkelt, trigonal planar, trigonal
pyramidal, tetraedrisch.
Die Atome ordnen sich immer so im Raum an, dass sie den größtmöglichen Abstand zueinander haben. Dies liegt daran, dass sich die einzelnen Elektronenpaare bzw. Atome gegenseitig abstoßen.
Ausgehend von dem in der Mitte liegenden Atom kann man mit Hilfe von drei Grundkörpern,
nämlich Gerade, Dreieck und Tetraeder, alle nötigen Molekülgeometrien ableiten.
Regeln zum Ableiten des räumlichen Molekülbaus:
1.
2.
3.
Aufstellen der Valenzstrichformel
Anzahl der bindenden und nicht bindenden Elektronenpaare am Zentralatom ermitteln
(Mehrfachbindungen zählen wie Einfachbindungen)
Elektronenpaare (EP) so im Raum anordnen, dass sie den größtmöglichen Abstand zueinander haben.
Seite 14
Summe
aller EP
…davon
bindende
EP
…davon
nicht bindende EP
Struktur
2
2
0
linear
3
2
1
gewinkelt
Strukturformel
S
O
O
O
3
3
0
Trigonal
planar
O
N
O
4
2
2
gewinkelt
4
3
1
Trigonal
pyramidal
4
4
0
tetraedrisch
Quelle aller Orbitalmodelle: http://www.zum.de/Faecher/Materialien/beck/chemkurs/cs11-15.htm
Seite 15
2 Chemische Reaktion
2.1 Merkmale einer chemischen Reaktion
chemische Reaktion
Merkmale:
• Trennung chemischer Bindungen
• Neuknüpfung chemischer Bindungen
• Umgruppierung von Atomen
Energieumsatz
Stoffumsatz
Einteilung chemischer Reaktionen
exotherm
(Reaktion verläuft
unter Energieabgabe)
endotherm (Reaktion verläuft
unter Energieaufnahme)
1)
Synthese: A + B → C
Beispiel:
Wortgleichung:
Kupfer + Schwefel → Kupfersulfid
Formelgleichung:
Cu + S
→
CuS
siehe auch Kap. 4 „Energiekonzept“
2)
Analyse: C → A + B
Typen: Fotolyse, Elektrolyse, Thermolyse
Beispiel:
Wortgleichung:
Silbersulfid → Silber + Schwefel
Formelgleichung:
AgS
→ Ag + S
3)
Umsetzung: A + B → C + D
Beispiel:
Wortgleichung:
Wasser + Magnesium → Magnesiumoxid + Wasserstoff
Formelgleichung:
H2O + Mg
→
Seite 16
MgO
+
H2
2.2 Gesetzmäßigkeiten chemischer Reaktionen
m [Edukte] = m [Produkte]
Die Masse aller Edukte entspricht der Masse aller Produkte
2.3 Teilchenmasse m
Die Masse eines Teilchens (Atom, Molekül, Ion) kann in der Einheit Gramm oder in der atomaren Masseneinheit u angegeben werden.
Ein u ist definiert als der 12. Teil der Masse eines Kohlenstoffatoms 12C.
Es gilt: 1u = 1,66*10-24 g
1g = 6,022*1023 u
2.4 Stoffmenge n
[n] = 1 mol
Für die Angabe der Quantität einer Stoffportion stehen folgende Größen zur Verfügung:
Masse m, Volumen V, Teilchenzahl N, Stoffmenge n
Die Stoffmenge n ist der Teilchenzahl proportional.
Mol ist die Stoffmenge, die aus 6,022 *1023 Teilchen (Atome, Moleküle, Ionen) besteht.
2.5 Zusammenhang zwischen Quantitätsgrößen und Umrechnungsgrößen
Wichtige Formeln: m = M * n
N = NA * n
V = Vm * n
m=Ρ*V
M = molare Masse [g/mol]
Vm= molares Volumen (Gase:
22,4l/mol bei Normbedingungen
NA= Avogadrokonstante
23
6,022*10 1/mol
Ρ = Dichte [g/l]
Seite 17
2.6 Aufstellen einer chemischen Reaktion und Erstellen von
Formelgleichungen
Aufgabe: Aus Eisen-III-oxid entsteht mit Kohlenstoffmonoxid Eisen und Kohlenstoffdioxid.
Zuerst bestimme ich Edukte und Produkte: Vor der Reaktion liegen EisenIII-oxid und Kohlenstoffmonooxid vor,
danach Eisen und Kohlenstoffdioxid.
Eisen-III-oxid und Kohlenstoffmonooxid  Eisen und Kohlenstoffdioxid
Hier gibt
der Name
schon die
Formel vor:
ein Kohlenstoffatom,
ein Sauerstoffatom,
also CO
Eisen ist dreiwertig, Sauerstoff schaue
ich im PSE
nach... zweiwertig, also
lautet die
Formel Fe2O3
Fe2O3
+
Eisen ist
ein Element, aber
keines, bei
dem man
aufpassen
muss, also

CO
Fe
Da ist es wieder leicht:
Ein C-Atom, aber zwei
(di) Sauerstoffatome.
Also CO2
+
CO2
Jetzt darf ich an den FORMELN nichts mehr
ändern!!!
Aber ausgeglichen ist die Gleichung nicht.
Links: zwei Eisenatome, vier Sauerstoffatome
(drei aus dem Eisenoxid, eins vom Kohlenstoffmonooxid), ein Kohlenstoffatom
rechts: ein Eisenatom, ein Kohlenstoffatom, zwei
Sauerstoffatome
Seite 18
Zuerst gleiche ich mal das Eisen an: rechts schreibe ich eine 2 vor das Eisen,
dann kommt es rechts auch zweimal vor.
Fe2O3
+
CO

2 Fe
+
CO2
Jetzt der Sauerstoff: Ich schreibe vor das CO2 eine zwei, dann habe ich hier
auch vier Sauerstoffatome (zwei mal zwei)
Fe2O3
+
CO

2 Fe
+
2 CO2
Aber jetzt stimmt der Kohlenstoff nicht, er ist links einmal, rechts zweimal.
Wenn ich links wieder eine zwei vor das CO schreibe, ist der Sauerstoff wieder
falsch... Ich brauche links auf jeden Fall eine gerade Anzahl von Sauerstoffatomen, weil rechts auch immer eine gerade Zahl vorkommt, da im CO2 eben
zwei vorkommen. Im Eisenoxid sind drei O-Atome, dann probiere ich es mal
mit drei CO. Dann habe ich rechts sechs Sauerstoff, links erst mal zwei, also
eine drei vor das CO2, ja dann stimmen die O-Atome, und die C-Atome auch!
Fe2O3
+
3 CO
Zwei Fe, sechs O, drei C

2 Fe
+
zwei Fe, Zwei Fe, sechs O, drei C
Seite 19
3 CO2
2.7 Aussagen einer chemischen Gleichung
Qualitative Aussagen:
Quantitative Aussagen:
Welche Teilchen reagieren miteinander?
Wie viele Teilchen reagieren miteinander?
Welche Masse haben diese Teilchen?
Beispiel:
2 H2(g)
+
O2(g)
2 H2O(s)
Auf der Stoffebene steht diese Reaktionsgleichung für die folgende Aussage :
Wasserstoff
+
Sauerstoff
Wasser
Auf der Teilchenebene heißt das:
2 Moleküle Wasser+
stoff
1 Molekül Sauerstoff
2 Moleküle Wasser
Da jedes Teilchen ja eine bestimmte Teilchenmasse besitzt, lässt sich auch eine Massenangabe aus dieser Gleichung ablesen:
2*2u=4u
Wasserstoff
32 u
Sauerstoff
+
2 * 18 u = 36 u
Wassermoleküle
Auf der Ebene der Stoffmengen liest sich die oben angegebene Reaktionsgleichung wie
folgt:
2 * 6,02 * 1023 = 2 mol
6,02 * 1023 = 1 mol
2 * 6,02 * 1023= 2 mol
+
Wasserstoffmoleküle
Sauerstoffmoleküle
Wassermoleküle
Der Zahlenwert der molaren Masse eines Stoffes entspricht dem Zahlenwert der Teilchenmasse; er trägt jedoch statt der Einheit u die Einheit g/mol!
2 mol * 4 g/mol =
4 g Wasserstoff
+
1 mol * 32 g/mol =
32 g Sauerstoff
Seite 20
2 mol * 18 g/mol = 36 g
Wasser
Beispiele für die Aussagen von Formelgleichungen
Qualitativ
Quantitativ
Moleküle
Atome
Stoff-menge
Volumen
Masse
Qualitativ
Quantitativ
Teilchen
Moleküle/
Formeleinheiten
Atome
Stoffmenge
Volumen
Masse
2 H2 (g)
+
O2 (g)
→
2 H2O (g)
Wasserstoffgas
und
Sauerstoffgas
reagieren
zu
Wasserdampf
2 Wasserstoffmoleküle
4 Wasserstoffatome
1 Sauerstoffmolekül
2 Sauerstoffatome
2 mol
44,8 l
1 mol
22,4 l
2 Wassermoleküle
4 Wasserstoffatome und 2
Sauerstoffatome
2 mol
44,8l
4g
32g
36g
2 Na(s)
+
Cl2(g)
→
2 NaCl(s)
Natrium
und
Chlorgas
reagieren
zu
Natriumchlorid
2 Natriumatome
aus einem Atomverband
2 Natriumatome
aus einem Atomverband
2 mol
46g
1 Chlormolekül
1 Chlormolekül
1 mol
22,4 l
71g
Seite 21
2 NatriumchloridFormeleinheiten
2 Natriumatome
und
2 Chloratome
2 mol
117g
3 Struktur- und Eigenschaftskonzept
3.1 Grundlagen zu Dipolmolekülen
Grundlagen zur chemischen Bindung: siehe Kap. Fehler! Verweisquelle konnte nicht gefunden werden.
Elektronenpaarabstoßungsmodell (EPA)
 siehe auch Kap. Fehler! Verweisquelle
konnte nicht gefunden werden.1.6.2
Molekülgeometrie
 siehe auch Kap. 1.6.2
Elektronegativität EN
Polare Atombindung
Dipolmolekül
Elektronenpaare stoßen sich gegenseitig ab
und nehmen den jeweils größtmöglichen
Abstand zueinander ein, wobei nichtbindende einen etwas größeren Raum benötigen
als bindende; Mehrfachbindungen entsprechen in ihrer abstoßenden Wirkung einer
Einfachbindung.
linear
gewinkelt
trigonal planar
trigonal pyramidal
tetraedrisch
Fähigkeit eines Atoms innerhalb eines Moleküls Bindungselektronen anzuziehen. Die
EN hängt von der Kernladung und der Größe der Atome ab. Zunehmende EN im PSE
von links nach rechts und von unten nach
oben.
Bei Molekülen mit Atomen mit verschiedener
Elektronegativität. Die Polarität einer Atombindung kann durch die Elektronegativitätsdifferenz ΔEN und Auftreten von Teilladungen (Partialladungen δ+ und δ–) beschrieben werden.
Molekül mit einem Pol mit positiver und einem Pol mit negativer Teilladung (aus Molekülgeometrie abgeleitet) aufgrund polarer
Atombindungen
Beispiele H2O
Seite 22
3.2 Intermolekulare Wechselwirkungen
Anziehungskräfte zwischen Molekülen! Es handelt sich nicht um Bindungen zwischen Atomen innerhalb eines Moleküls!
Von 1 bis 3 zunehmende Stärke:
1. Van-der-Waals-Wechselwirkungen (vdW)
2. Dipol-Dipol-Wechselwirkungen (DD-WW)
δ+
δδ+
δH
Cl -------- H
Cl
3. Wasserstoffbrückenbindungen (HBB)
Anziehungskräfte zwischen spontanen und
induzierten Dipolen. Anstieg mit zunehmender Kontaktfläche und Molekülmasse (Wirken zwischen allen Molekülen).
Anziehungskräfte zwischen Molekülen mit
permanentem Dipol.
Die stärksten WW zwischen Molekülen mit
positiv polarisiertem H-Atom einerseits und
freiem Elektronenpaar des stark elektronegativem Atoms (N, O oder F, Cl) andererseits
Wirkungen der zwischenmolekularen Kräfte:
Die Stärke der Wechselwirkung ist abhängig von der Art der zwischenmolekularen Kraft und
von der Moleküloberfläche über welche die Kraft wirkt. Je größer die Moleküloberfläche, desto stärker wirken die jeweiligen Kräfte:
 Siedetemperatur: Je stärker die zwischenmolekularen Kräfte, desto höher ist die
Siedetemperatur. Es muss mehr Energie aufgewendet werden,
um die Moleküle untereinander zu trennen und sie in den gasförmigen Aggregatszustand zu überführen.
 Schmelzpunkt:
Die Energiezufuhr bewirkt eine Trennung der Moleküle bis der
flüssige Zustand erreicht ist.
 Löslichkeit:
„Ähnliches löst sich in Ähnlichem“ (lat.: similia similibus solvuntur)
Polare Stoffe (= Moleküle mit Dipolcharakter) lösen sich in polaren Lösungsmitteln (Beispiel: Wasser); unpolare Stoffe in unpolaren (Beispiel: Benzin)
Beispiele: Wechselwirkungen bei Kohlenwasserstoffen und sauerstoffhaltigen organischen Verbindungen
Alkane, Alkene, Alkine
Van der Waals WW nehmen mit Elektronenanzahl und Oberfläche zu.
niedrige Siedetemperaturen, lipophil
Funktionelle Gruppen

Hydroxy-Gruppe bei Alkoholen

Aldehyd- und Keto-Gruppe bei
Carbonylverbindungen

Carboxy-Gruppe bei Carbonsäuren
Durch die Ausbildung von H-Brücken
hydrophiles Ende des Moleküls und hohe
Siedetemperaturen.
Ausbildung von Dipol-Dipol-WW, aber keine
H-Brücken untereinander.
Daher nicht so hohe Siedetemperaturen wie
entsprechende Alkohole.
Ausbildung von H-Brücken (Dimerisierung)
Ionenbildung bei Protonenabgabe
Seite 23
4 Energiekonzept
Exotherme Reaktionen setzen Energie frei. Dabei wird die innere Energie der Edukte in
Wärme, Licht, Bewegung oder elektrische Energie umgewandelt.
Bei endothermen Reaktionen wird die innere Energie der Produkte durch Aufnahme von
Energie größer. Es muss ständig Energie zugeführt werden.
Die Aktivierungsenergie EA ist die Energie, die zur Auslösung einer Reaktion zugeführt
werden muss (bei exothermer Reaktion nur zu Beginn, bei endothermer Reaktion während
der gesamten Reaktion).
Ein Katalysator ist ein Stoff, der die Aktivierungsenergie einer Reaktion vermindert, damit
die Reaktion beschleunigt und sich dabei nicht dauerhaft verändert. Er hat keinen Einfluss
auf ∆Ei.
Darstellung der Änderung der inneren Energie (∆Ei) eines Systems bei einer chemischen Reaktion:
Exotherme Reaktion (∆Ei<0): ∆Ei = Ei (Produkte) – Ei (Edukte)
Bsp. Lagerfeuer
Seite 24
Endotherme Reaktion (∆Ei>0):
Bsp.: Aufladen von Batterien
Seite 25
5 Donator-Akzeptor-Konzept
Fast alle chemischen Reaktionen können als Donator-Akzeptor-Reaktionen beschrieben
werden.


Wird ein Proton H+ übertragen, spricht man von Protolysen (= ProtonenübertragungsReaktionen).
Elektronenübergänge werden Redox-Reaktionen genannt.
5.1 Salzbildung – eine Redoxreaktion
Metalle und Nichtmetalle reagieren zu Salzen:
Ca + Cl2 → CaCl2
Metall
Nichtmetall
Elektronengeber = e--Donator
Elektronennehmer = e--Akzeptor
= Oxidation (Elektronenabgabe)
= Reduktion (Elektronenaufnahme)
⇒ ein Kation entsteht (Oktett!)
⇒ ein Anion entsteht (Oktett!)
Anzahl der positiven Ladung(en) entspricht Anzahl der negativen Ladung(en) entspricht
der Anzahl der abgegebenen e-
der Anzahl der aufgenommenen e-
Oxidation: Ca → Ca2+ + 2 e-
Reduktion: Cl2 + 2 e- → 2 Cl-
Redoxgleichung (in Ionenschreibweise): Ca + Cl2 → Ca2+ + 2 Cl-
Seite 26
Das „Redoxrezept“
Handwerkszeug zum Aufstellen komplexeren Redoxgleichungen
 Die Oxidationszahl OZ
Wie ermittelst du die OZ in anorganischen Stoffen?
1. Elemente weisen stets die OZ 0 auf.
2. Für Verbindungen gilt:
H
+I (Ausnahme: Metallhydride, wie LiH)
O
-II (Ausnahme H2O2: O -I oder Verbindungen mit Fluor)
F
-I
Ansonsten gilt:
3. Die OZ von Atom-Ionen entspricht der Ladungszahl.
4. Die Summe der OZ aller beteiligten Atome in einem Molekül ist 0.
5. Die Summe der OZ aller beteiligten Atome in einem Molekül-Ion entspricht der Ladungszahl.
Beispiele:
O2 ⇒ 0, Na ⇒ 0, Mg2+ ⇒ +II, H2O ⇒ O = -II und H = +I, NaCl ⇒ Na = +I und Cl = -I, Cr2O72- ⇒
Cr = +VI und O = -II.
Wie ermittelst du die OZ in organischen Stoffen?
1. Stelle die Valenzstrichformel der Verbindung auf!
2. Liegt eine polare Atombindung vor ⇒ Bindungselektronen werden vollständig dem
Atom mit der größeren Elektronegativität EN zugeordnet (⇒ Heterolyse der Atombindung).
3. Liegt eine unpolare Atombindung vor ⇒ den beiden Atomen wird jeweils die Hälfte
der Bindungselektronen zugeordnet (⇒ Homolyse der Atombindung).
4. Die OZ ist die Differenz aus der Zahl der Valenzelektronen und der Zahl der zugeordneten Bindungselektronen.
Seite 27
Beispiel:
II
H H III O
III 0
H C C C II
H O
H
II
I
O H
I
 Schrittweises Aufstellen einer komplexeren Redoxgleichung
an folgendem Beispiel:
Sulfit-Ionen reagieren im sauren Medium mit Permanganat- Ionen zu Sulfat-Ionen und Mangan(II)-Ionen
1. Schreibe die Teilchenformeln der Ausgangs- und Endstoffe
Ox.
+IV –II
+VII –II
SO32- + MnO4-
+VI –II
+II
→ SO42- + Mn2+
Red.
2. Bestimme die OZ!
3. Ordne die Begriffe Oxidation (= Erhöhung der OZ) und Reduktion (= Erniedrigung der
OZ) dem entsprechenden Vorgang zu!
Seite 28
4. Schreibe die Teilgleichungen!
a) Schreibe das jeweilige Redoxpaar mit OZ!
Oxidation:
Reduktion:
+IV
+VI
+VII
SO32- + 3 H2O → SO42- +2e- + 2 H3O+
+II
MnO4- +5e-+8 H3O+→ Mn2+ + 12 H2O
b) Gleiche die Änderung der OZ durch Elektronen e- aus! Beachte dabei die
Anzahl der Teilchen!
c) Gleiche die Anzahl der Elementarladungen aus durch eine entsprechende
Anzahl von

H3O+-Ionen in saurer Lösung bzw.

OH--Ionen in alkalischer Lösung!
d) Gleiche die Atombilanzen durch eine entsprechende Anzahl von WasserMolekülen aus!
5. Schreibe die Redoxgleichung!
a) Multipliziere die Teilgleichungen so, dass die Anzahl der abgegebenen Elektronen
gleich der Anzahl der aufgenommenen Elektronen ist!
b) Addiere die Teilgleichungen zur Redoxgleichung im kleinstmöglichen Teilchenanzahlverhältnis!
Ox.:
SO32- + 3 H2O
→ SO42- + 2 e- + 2 H3O+
Red.:
MnO4- + 5 e- + 8 H3O+ →
Redox:
5 SO32- + 2 MnO4- + 6 H3O+ → 5 SO42- + 2 Mn2+ + 9 H2O
Mn2+ + 12 H2O
Seite 29
│∙ 5
│∙ 2
5.2 Salzbildung – eine Säure-Base-Reaktion
Säuren und Basen reagieren zu einem Salz und Wasser (exotherm).
Säure HA (nach Brönsted)
Base B (nach Brönsted)
H+-Geber = H+-Donator
H+-Nehmer = H+-Akzeptor
⇒ ein Säure-Anion entsteht
⇒ ein Kation entsteht
HA + B
⇆
HB+ + A-
+
H - Übergang = Protolyse
Korrespondierende Säure-Base-Paare:
H+-Abgabe:
Säure
⇆
korrespondierende Base + H+
Allgemein:
HA
⇆
A- + H+
Beispiel:
H3PO4
⇆
H2PO4- + H+
H+-Aufnahme:
Base + H+
⇆
korrespondierende Säure
B
+ H+
⇆
HB+
NH3
+ H+
⇆
NH4+
Allgemein:
Beispiel:
Protolyse
Saure Lösungen
Basische Lösungen
enthalten Oxonium-Ionen
enthalten Hydroxid-Ionen OH-
(= Hydronium-Ionen) H3O+
⇒
Formal reagieren bei einer Säure-Base-Reaktion Oxonium-Ionen (=H+-Donator) und
Hydroxid-Ionen (=H+-Akzeptor) zu Wasser: H3O+ + OH- → 2 H2O
= Neutralisation
Ampholyt
Teilchen, das sowohl als Protonendonator als auch Protonenakzeptor fungieren kann, je
-
nach Reaktionspartner. Bsp.: H2O, HCO3 ,
Seite 30
Indikatoren
Farbstoffe, deren Farbe davon abhängt, ob sie sich in saurer, neutraler oder basischer Lösung befinden.
Indikator
sauer
neutral
basisch
Bromthymolblau
gelb – rot
grün
blau
Lackmus
rot
violett
blau
Phenolphthalein
farblos
farblos
rot-violett
Universalindikator
rot
gelb
blau
Der pH-Wert
Saure Lösung: pH < 7
neutral: pH = 7
basische Lösung: pH > 7
Zusammenfassung:
Säure-Base-Reaktion
Protonen H+
Säure/Base-Paare
HA/A-; HB+/B
CH3COOH/CH3COO-;
NH4+/NH3
Säure HA
Protonenabgabe
HA → H+ + ACH3COOH → CH3COO- + H+
Redoxreaktion
Art der übertragenen Teilchen
Korrespondierende Paare
Elektronen e-
Donator
Teilreaktion:
Donatorreaktion
Reduktionsmittel (Red)
Elektronenabgabe (= Oxidation)
Red → Ox + z eAg → Ag+ + eOxidationsmittel (Ox)
Elektronenaufnahme (= Reduktion)
Ox + z e- → Red
Cu2+ + 2 e- → Cu
Redoxgleichgewicht
Red1 + Ox2 ⇆ Ox1 + Red2
2 Ag+ + Mg ⇆ 2 Ag + Mg2+
Disproportionierung
2 Cu+ ⇆ Cu + Cu2+
Base B
Protonenaufnahme
B + H+ → HB+
NH3 + H+ → NH4+
Akzeptor
Teilreaktion: Akzeptorreaktion
Säure/Base-Gleichgewicht
HA + B ⇆ HB+ + AH2O + NH3 ⇆ OH- + NH4+
Autoprotolyse
H2O + H2O ⇆ H3O+ + OH-
Donator-Akzeptor-Reaktion
Donator-Akzeptor-Reaktion
zwischen gleichen Teilchen
Seite 31
Redoxpaare
Ox1/Red1; Ox2/Red2
Ag+/Ag; Fe3+/Fe2+

Download Report