Grundkompetenzen Chemie

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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+