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

Einteilung der Stoffe ................................................................................................ 3 1.1

Aufbau von Stoffen aus kleinen Teilchen und die chemische Formelsprache .......... 4 1.2

1.2.1 Das beobachten wir bei Elementen: ................................................................. 4

1.2.2 Das beobachten wir bei Verbindungen: ............................................................ 5

Chemische Formel .................................................................................................. 7 1.3

Atombau und Periodensystem ................................................................................ 9 1.4

1.4.1 Atommodelle .................................................................................................... 9

1.4.2 Fachbegriffe zum Atombau .............................................................................10

Bindungstypen .......................................................................................................11 1.5

1.5.1 Ionenbindung ..................................................................................................11

1.5.2 Metallbindung ..................................................................................................12

1.5.3 Atombindung ...................................................................................................12

Molekülbau .............................................................................................................13 1.6

1.6.1 Valenzstrichformel ...........................................................................................13

1.6.2 EPA-Modell .....................................................................................................14

2 Chemische Reaktion .....................................................................................................16

Merkmale einer chemischen Reaktion ....................................................................16 2.1

Gesetzmäßigkeiten chemischer Reaktionen...........................................................17 2.2

Teilchenmasse m ...................................................................................................17 2.3

Stoffmenge n ..........................................................................................................17 2.4

Zusammenhang zwischen Quantitätsgrößen und Umrechnungsgrößen .................17 2.5

Aufstellen einer chemischen Reaktion und Erstellen von Formelgleichungen.........18 2.6

Aussagen einer chemischen Gleichung ..................................................................20 2.7

3 Struktur- und Eigenschaftskonzept ................................................................................22

Grundlagen zu Dipolmolekülen...............................................................................22 3.1

Intermolekulare Wechselwirkungen ........................................................................23 3.2

4 Energiekonzept .............................................................................................................24

5 Donator-Akzeptor-Konzept ............................................................................................26

Salzbildung – eine Redoxreaktion ..........................................................................26 5.1

Salzbildung – eine Säure-Base-Reaktion ...............................................................30 5.2

Seite 3

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.

Einteilung der Stoffe 1.1

Reinstoff, Element, Verbindung

Reinstoffe Stoffgemische

Heterogen

/Homogen

Mischen

Trennen

Elemente Verbindungen

Stoffebene Teilchenebene Stoffebene Teilchenebene

Lassen sich

chemisch nicht

weiter zerlegen

Am Aufbau

ist nur eine

Atomsorte

beteiligt

Können durch

chemische Reak-

tionen weiter zer-

legt werden

Reinstoffe, die aus

mindestens zwei ver-

schiedenen Atomsorten

zusammengesetzt sind

Synthese

Analyse

Chemischer Vorgang Physikalischer Vorgang

Seite 4

Aufbau von Stoffen aus kleinen Teilchen und die chemische 1.2

Formelsprache

1.2.1 Das beobachten wir bei Elementen:

A) Edelgase sind aus einzelnen Atomen aufgebaut, die voneinander isoliert sind:

◄

Man sagt: „Helium kommt atomar vor.“ – „Helium hat ein atomares Vorkommen.“

B) Manche Elemente bestehen aus Molekülen:

Diese gasförmi-

gen Elemente

bestehen aus

2-atomigen

Elementmole-

külen ►

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 Element-

moleküle.“ – „Sauerstoff hat ein molekulares Vorkommen“.

Sauerstoff O2

1 Sauerstoffatom

1 Sauerstoffatom

1 Molekül

Wasserstoff H2 Stickstoff N2

Elemente = Reinstoffe, deren kleine Teilchen aus gleichen Atomen bestehen!

Edelgase (Elemente der VIII. Hauptgruppe), Heli-

um, Neon, Argon, Krypton, …

1 Atom; Formelschreibweise He

Merke: Stoffe, die im elementaren Zustand als zweiatomige Moleküle vorkommen: Was-

serstoff (H2), Sauerstoff (O2), Fluor (F2), Brom (Br2), Iod (I2), Stickstoff (N2), Chlor (Cl2)

[Merkhilfe: HOFBrINCl]

Seite 5

C) Die meisten Feststoffe (Metalle) bestehen aus Atomverbänden mit nicht genau be-

stimmter Atomanzahl

- z. B. Eisen

- z. B. Kupfer

1.2.2 Das beobachten wir bei Verbindungen:

A) Sehr viele Flüssigkeiten und Gase sind aus Nichtmetallatomen aufgebaut. Es sind mole-

kular gebaute Stoffe und bestehen aus Verbindungsmolekülen mit genau bestimmter

Atomanzahl:

Ein Wasser-Molekül besteht Ein Kohlenstoffdioxid- Ein Ethan-Molekül besteht aus 1 Atom Sauerstoff und 2 Molekül besteht aus 2 aus 2 Atomen Kohlenstoff Atomen Wasserstoff. Atomen Sauerstoff und und 6 Atomen 1 Atom Kohlenstoff. Wasserstoff.

Ein Verbindungsmolekül ist aus verschiedenen Atomsorten aufgebaut.

In der Formelsprache gibt die Molekülformel an, aus wie vielen Atomen jeweils ein Molekül

besteht.

x Eisenatome; das Elementsymbol Fe

steht für ein Atom aus dem Atomverband

des Eisens

x Kupferatome; das Elementsymbol Cu

steht für ein Atom aus dem Atomver-

band des Kupfers

Verbindungen = Stoffe, deren kleine Teilchen aus verschiedenartigen Atomen bestehen!

H2O CO2 C2H6

Seite 6

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 Atom-

gruppierung darstellt.

In der Formelsprache gibt die Verhältnisformel das Atomzahlenverhältnis der am Aufbau

des Atomverbandes beteiligten Atome an.

- schwarzes Kupferoxid

- rotes Kupferoxid

[Formeleinheit CuO]x

Verhältnis Kupfer zu Sauerstoff = 1:1

Verhältnisformel CuO

[Formeleinheit Cu2O]x

Verhältnis Kupfer zu Sauerstoff = 2:1

Verhältnisformel Cu2O

Seite 7

Chemische Formel 1.3

Verbindungen, die durch die Reaktion von zwei verschiedenen Elementen miteinander gebil-

det wurden (=binäre Verbindung) können auf verschiedene Weisen benannt werden.

Für molekulare Stoffe, die durch die Reaktion von zwei Nichtmetallen entstanden sind, ver-

wenden 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:

Di stickstoff tetra ox 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

Natrium sulf id

C) Wertigkeits-Nomenklatur: Kupfer(II)-chlorid CuCl2

Die Wertigkeit des Nebengruppenmetalls wird in Klammer direkt hinter dem Namen des Me-tallatoms angegeben.

Kupfer (II) - chlor id

Anzahl der Stick-stoffatome als

griech. Zahlwort +

deutscher Name des

1. Ele-ments

+ Anzahl der Sau-erstoffatome als griech. Zahlwort

+

lat./griech. Wort-

stamm des 2. Ele-ments

+

Endung

-id

deutscher Name Me-

tall

+ +

lat./griech. Wortstamm Nichtmetall

Endung

-id

deutscher Name Me-

tall

Wertigkeit des Metalls als röm. Zahl in Klammer

„-„

lat./griech. Wortstamm des

Nichtmetalls

Endung

-id + + + +

Seite 8

Zur Ableitung der Verhältnisformel/Molekülformel über die Wertigkeit aus dem PSE:

Hauptgruppennummer I II III IV V VI VII

Wertigkeit I II III IV III II 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 6 : 2 = 3

5. Atomzahlenverhältnis bilden 2 : 3

6. Formel Al2O3

7. Bei Salzen müssen die Indices evtl. noch gekürzt werden

Seite 9

Atombau und Periodensystem 1.4

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 ge-kennzeichnet.

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 Elektro-

nen 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 Atomorbi-

tale.

Seite 10

1.4.2 Fachbegriffe zum Atombau

Valenzelektronen sind die Elektronen der äußersten Schale/ höchsten Energiestufe.

Sie bestimmen im Wesentlichen die charakteristischen Eigenschaften eines Ele-

ments.

Elektronenkonfiguration ist die Verteilung der Elektronen auf die Schalen bzw. Ener-gie-stufen. Bsp.: Natriumatom

Schalenmodell K-Schale L-Schale M-Schale

Energiestufenmodell Energiestufe n=1 Energiestufe n=2 Energiestufe n=3

Elektronen 2 8 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+

Protonenzahl Z =

Ordnungszahl

Neutronen n

Neutronenzahl N

Elektronen e-

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 Na: 11p+, 11 e-, 12 n

11 23

Seite 11

Bindungstypen 1.5

Jede chemische Bindung beruht auf der Wechselwirkung (Anziehungs- und Abstoßungskräf-

te) 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 Elektronenüber-

gang 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 Verhältnis-

formel 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. Ers-

tere werden gebildet, wenn Nichtmetallatome als Elektronenak-

zeptoren fungieren. Dienen ganze Atomgruppierungen (Molekü-

le) als Elektronenakzeptoren, so entstehen Molekülionen. Auch

hier entspricht die Ladung der Ionenwertigkeit.

Die folgende Tabelle zeigt dir wichtige Kationen und Anionen:

Formel Name Formel Name

NH4+ Ammonium-Ion

HCO3

- Hydrogencarbonat-Ion

Fe2+ Eisen(II)-Ion S2- Sulfid-Ion

Fe3+ Eisen(III)-Ion SO42- Sulfat-Ion

OH- Hydroxid-Ion SO32- Sulfit-Ion

N3- Nitrid-Ion PO43- Phosphat-Ion

NO3- Nitrat-Ion MnO4

- Permanganat-Ion

NO2- Nitrit-Ion CrO4

2- Chromat-Ion

CO32- Carbonat-Ion Cr2O7

2- Dichromat-Ion

Abbildung 1: Natriumchlorid-Gitter Quelle: http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Salze_Natriumchloridgitter_Kugeln.svg, Autor: Roland.chem

Seite 12

1.5.2 Metallbindung Metalle bestehen nur aus Metallatomen. Obwohl hier kein

Elektronenakzeptor vorliegt, geben die Metallatome trotz-

dem ihre Valenzelektronen ab, um den Edelgaszustand

zu erreichen, wodurch positiv geladene Metallatomrümpfe

entstehen. Diese lagern sich in einem regelmäßigen Kris-

tallgitter an. Zwischen den Atomrümpfen befinden sich die

frei beweglichen (delokalisierten) Valenzelektronen, die

als Elektronengas bezeichnet werden. Wie auch bei Sal-

zen sorgen elektrostatische Anziehungskräfte für den

Zusammenhalt. (siehe Abb. 2).

1.5.3 Atombindung Der Zusammenhalt der Atome in Molekülen beruht auf

der Überlappung von Atomorbitalen. Dadurch entsteht die

sog. Atombindung (auch Elektronenpaarbindung oder

kovalente Bindung genannt).

Zustandekommen von Atombindungen am Beispiel H2:

Nähern sich zwei Wasserstoffatome an, beginnen ab ei-

nem gewissen Abstand der positiv geladene Kern des

einen Atoms und die negativ geladene „Hülle“ des ande-

ren Atoms sich gegenseitig anzuziehen (= Anziehungs-

kraft). Die Atome nähern sich solange einander an, bis die

Anziehungskraft genau so groß ist, wie die Abstoßungs-

kraft zwischen den beiden positiv geladenen Atomkernen.

Dies ist bei Abstand re der Fall (Abb. 3).

Die beiden Valenzelektronen (von jedem Wasserstoff-

atom jeweils 1) halten sich bevorzugt im Überlappungsbe-

reich der beiden Atomhüllen auf. Dieses gemeinsame

Elektronenpaar verbindet sozusagen die beiden Atomhül-

len 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 Part-

ner das „zusätzliche“ Elektron für seine Valenzschale und

erreicht somit den Edelgaszustand (siehe Abb. 4)

Abbildung 2: Elektronengas-Modell

Abbildung 3: Bildung von H2

Abbildung 4: Bildung des Wasserstoffmoleküls

positiv geladene

Metall-Atomrümpfe

frei bewegliche

Elektronen Elekt-

ronengas

+

+

+ + + +

+ + +

+ + + + +

+ + + +

re

H∙ + ∙H H∙∙H

H∙ + ∙H H–H

Seite 13

Mehrfachbindungen:

Betrachtet man das Schalenmodell des Stickstoffmoleküls

(Abb. 5), so fällt auf, dass sich hier nicht nur ein binden-

des Elektronenpaar im Überlappungsbereich der äußers-

ten Schale befindet, sondern drei bindende Elektronen-

paare. Dies ist nötig, weil nur dadurch jedes Atom den

Edelgaszustand erreicht.

Im Vergleich dazu bildet das Sauerstoffmolekül zwei bin-

dende Elektronenpaare aus, um den Oktettzustand zu

erreichen.

Werden zwischen zwei Atomen mehrere bindende Elekt-

ronenpaare ausgebildet, so spricht man von Mehrfach-

bindungen (z. B. Zweifachbindung bei Sauerstoff oder

Dreifachbindung bei Stickstoff).

Molekülbau 1.6Man kann zwischen der Summenformeln und der Strukturformel unterscheiden. Die Sum-

menformel gibt nur die atomare Zusammensetzung des Stoffs an. Die Strukturformel (auch

Valenzstrichformel oder Lewis-Formel genannt) gibt zusätzlich Aufschluss über die binden-

den/nicht bindenden Elektronenpaare. Außerdem können Bindungswinkel angedeutet wer-

den. Will man die genaue räumliche Struktur eines Moleküls darstellen, so findet das Elekt-

ronenpaar-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 zugeord-

net.

2. Einzelelektronen werden als Punkt dargestellt.

3. Bindende Elektronenpaare werden als Verbindungsstrich zwischen den Elementsym-

bolen dargestellt.

4. Für alle Atome in der Verbindung muss die Oktettregel erfüllt sein.

5. Formale Ladungen müssen mit „-„ oder „+“ am entsprechenden Atom gekennzeichnet

sein.

Abbildung 5: Schalenmodell des Stickstoffmole-küls (Dreifachbindung)

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Vorgehensweise zum Aufstellen einer Valenzstrichformel:

Graphisches Aufstellen über die Punktschreibweise

1. Man formuliert für alle Atome, die an der Verbindung beteiligt sind, die Valenzstrich-

schreibweise. Am besten ordnet man alle Elektronen erst einmal als Punkte (links,

rechts, unter und über dem Elementsymbol) um das Elementsymbol an.

2. 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 Dreifachbindun-

gen möglich.

3. 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) entspre-

chen! 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, ver-

gleicht. 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 zuei-

nander haben. Dies liegt daran, dass sich die einzelnen Elektronenpaare bzw. Atome ge-

genseitig 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. Aufstellen der Valenzstrichformel

2. Anzahl der bindenden und nicht bindenden Elektronenpaare am Zentralatom ermitteln

(Mehrfachbindungen zählen wie Einfachbindungen)

3. Elektronenpaare (EP) so im Raum anordnen, dass sie den größtmöglichen Abstand zu-

einander haben.

Seite 15

Summe aller EP

…davon bindende EP

…davon nicht bin-dende EP

Struktur Strukturformel

2 2 0 linear

3 2 1 gewinkelt S

O O

3 3 0 Trigonal planar

N

OO

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 16

2 Chemische Reaktion

Merkmale einer chemischen Reaktion 2.1

Merkmale:

• Trennung chemischer Bindungen

• Neuknüpfung chemischer Bindungen

• Umgruppierung von Atomen

Energieumsatz Stoffumsatz

siehe auch Kap. 4 „Energiekonzept“

chemische Reaktion

exotherm

(Reaktion verläuft

unter Energieab-

gabe)

endotherm (Re-

aktion verläuft

unter Energie-

aufnahme)

Einteilung chemischer Reaktionen

1) Synthese: A + B → C

Beispiel:

Wortgleichung:

Kupfer + Schwefel → Kupfersulfid

Formelgleichung:

Cu + S → CuS

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 + Was-

serstoff

Formelgleichung:

H2O + Mg → MgO + H2

Seite 17

Gesetzmäßigkeiten chemischer Reaktionen 2.2

m [Edukte] = m [Produkte]

Die Masse aller Edukte entspricht der Masse aller Produkte

Teilchenmasse m 2.3

Die Masse eines Teilchens (Atom, Molekül, Ion) kann in der Einheit Gramm oder in der ato-

maren 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

Stoffmenge n 2.4

[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.

Zusammenhang zwischen Quantitätsgrößen und Umrech-2.5

nungsgrößen 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

6,022*1023

1/mol

Ρ = Dichte [g/l]

Seite 18

Aufstellen einer chemischen Reaktion und Erstellen von 2.6

Formelgleichungen

Aufgabe: Aus Eisen-III-oxid entsteht mit Kohlenstoffmonoxid Eisen und Kohlenstoff-

dioxid.

Eisen-III-oxid und Kohlenstoffmonooxid Eisen und Kohlenstoffdioxid

Fe2O3 + CO Fe + CO2

Links: zwei Eisenatome, vier Sauerstoffatome

(drei aus dem Eisenoxid, eins vom Kohlenstoff-

monooxid), ein Kohlenstoffatom

rechts: ein Eisenatom, ein Kohlenstoffatom, zwei

Sauerstoffatome

Zuerst bestimme ich Edukte und Pro-

dukte: Vor der Reaktion liegen Eisen-

III-oxid und Kohlenstoffmonooxid vor,

danach Eisen und Kohlenstoffdioxid.

Eisen ist drei-

wertig, Sauer-

stoff schaue

ich im PSE

nach... zwei-

wertig, also

lautet die

Formel Fe2O3

Hier gibt

der Name

schon die

Formel vor:

ein Kohlen-

stoffatom,

ein Sauer-

stoffatom,

also CO

Eisen ist

ein Ele-

ment, aber

keines, bei

dem man

aufpassen muss, also

Da ist es wieder leicht:

Ein C-Atom, aber zwei

(di) Sauerstoffatome.

Also CO2

Jetzt darf ich an den FORMELN nichts mehr

ändern!!!

Aber ausgeglichen ist die Gleichung nicht.

Seite 19

Fe2O3 + CO 2 Fe + CO2

Fe2O3 + CO 2 Fe + 2 CO2

Fe2O3 + 3 CO 2 Fe + 3 CO2

Zwei Fe, sechs O, drei C zwei Fe, Zwei Fe, sechs O, drei C

Zuerst gleiche ich mal das Eisen an: rechts schreibe ich eine 2 vor das Eisen, dann kommt es rechts auch zweimal vor.

Jetzt der Sauerstoff: Ich schreibe vor das CO2 eine zwei, dann habe ich hier auch vier Sauerstoffatome (zwei mal zwei)

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 Sauerstoff-atomen, 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!

Seite 20

Aussagen einer chemischen Gleichung 2.7

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 Sauer-

stoff 2 Moleküle Wasser

Da jedes Teilchen ja eine bestimmte Teilchenmasse besitzt, lässt sich auch eine Mas-senangabe aus dieser Gleichung ablesen:

2 * 2 u = 4 u 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 Wasserstoffmoleküle

+ 6,02 * 1023 = 1 mol Sauerstoffmoleküle

2 * 6,02 * 1023= 2 mol Wassermoleküle

Der Zahlenwert der molaren Masse eines Stoffes entspricht dem Zahlenwert der Teil-chenmasse; 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 2 mol * 18 g/mol = 36 g

Wasser

Qualitative Aussagen:

Welche Teilchen reagieren mit-

einander?

Quantitative Aussagen:

Wie viele Teilchen reagieren mitei-

nander?

Welche Masse haben diese Teil-

chen?

Seite 21

Beispiele für die Aussagen von Formelgleichungen

2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (g)

Qualitativ Wasserstoffgas und Sauerstoffgas reagieren zu

Wasserdampf

Quantitativ

Moleküle 2 Wasserstoffmole-küle

1 Sauerstoffmo-lekül

2 Wassermolekü-le

Atome 4 Wasserstoffatome 2 Sauerstoff-atome

4 Wasserstoff-atome und 2

Sauerstoffatome

Stoff-menge 2 mol 1 mol 2 mol

Volumen 44,8 l 22,4 l 44,8l

Masse 4g 32g 36g

2 Na(s) + Cl2(g) → 2 NaCl(s)

Qualitativ Natrium und Chlorgas reagieren zu

Natriumchlorid

Quantitativ

Teilchen

Moleküle/ Formeleinhei-ten

2 Natriumatome aus einem Atom-

verband

1 Chlormolekül 2 Natriumchlo-rid-

Formeleinheiten

Atome 2 Natriumatome aus einem Atom-

verband

1 Chlormolekül 2 Natriumatome und

2 Chloratome

Stoffmenge 2 mol 1 mol 2 mol

Volumen 22,4 l

Masse 46g 71g 117g

Seite 22

3 Struktur- und Eigenschaftskonzept

Grundlagen zu Dipolmolekülen 3.1Grundlagen zur chemischen Bindung: siehe Kap. Fehler! Verweisquelle konnte nicht ge-

funden werden.

Elektronenpaarabstoßungsmodell (EPA)

siehe auch Kap. Fehler! Verweisquelle

konnte nicht gefunden werden.1.6.2

Elektronenpaare stoßen sich gegenseitig ab und nehmen den jeweils größtmöglichen Abstand zueinander ein, wobei nichtbinden-de einen etwas größeren Raum benötigen als bindende; Mehrfachbindungen entspre-chen in ihrer abstoßenden Wirkung einer Einfachbindung.

Molekülgeometrie

siehe auch Kap. 1.6.2

linear gewinkelt trigonal planar trigonal pyramidal tetraedrisch

Elektronegativität EN

Fähigkeit eines Atoms innerhalb eines Mo-leküls Bindungselektronen anzuziehen. Die EN hängt von der Kernladung und der Grö-ße der Atome ab. Zunehmende EN im PSE von links nach rechts und von unten nach oben.

Polare Atombindung Bei Molekülen mit Atomen mit verschiedener Elektronegativität. Die Polarität einer Atom-bindung kann durch die Elektronegativitäts-differenz ΔEN und Auftreten von Teilladun-gen (Partialladungen δ+ und δ–) beschrie-ben werden.

Dipolmolekül Molekül mit einem Pol mit positiver und ei-nem Pol mit negativer Teilladung (aus Mole-külgeometrie abgeleitet) aufgrund polarer Atombindungen Beispiele H2O

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Intermolekulare Wechselwirkungen 3.2Anziehungskräfte zwischen Molekülen! Es handelt sich nicht um Bindungen zwischen Ato-men innerhalb eines Moleküls! Von 1 bis 3 zunehmende Stärke:

1. Van-der-Waals-Wechselwirkungen (vdW) Anziehungskräfte zwischen spontanen und induzierten Dipolen. Anstieg mit zunehmen-der Kontaktfläche und Molekülmasse (Wir-ken zwischen allen Molekülen).

2. Dipol-Dipol-Wechselwirkungen (DD-WW)

δ+ δ- δ+ δ-

H Cl -------- H Cl

Anziehungskräfte zwischen Molekülen mit permanentem Dipol.

3. Wasserstoffbrückenbindungen (HBB) Die stärksten WW zwischen Molekülen mit positiv polarisiertem H-Atom einerseits und freiem Elektronenpaar des stark elektrone-gativem Atoms (N, O oder F, Cl) anderer-seits

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, des-to 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 gas-

förmigen 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 pola-

ren Lösungsmitteln (Beispiel: Wasser); unpolare Stoffe in unpola-

ren (Beispiel: Benzin)

Beispiele: Wechselwirkungen bei Kohlenwasserstoffen und sauerstoffhaltigen organi-schen Verbindungen

Alkane, Alkene, Alkine Van der Waals WW nehmen mit Elektronen-anzahl und Oberfläche zu. niedrige Siedetemperaturen, lipophil

Funktionelle Gruppen

Hydroxy-Gruppe bei Alkoholen Durch die Ausbildung von H-Brücken hydrophiles Ende des Moleküls und hohe Siedetemperaturen.

Aldehyd- und Keto-Gruppe bei

Carbonylverbindungen

Ausbildung von Dipol-Dipol-WW, aber keine H-Brücken untereinander. Daher nicht so hohe Siedetemperaturen wie entsprechende Alkohole.

Carboxy-Gruppe bei Carbonsäuren Ausbildung von H-Brücken (Dimerisierung) Ionenbildung bei Protonenabgabe

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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 chemi-

schen Reaktion:

Exotherme Reaktion (∆Ei<0): ∆Ei = Ei (Produkte) – Ei (Edukte)

Bsp. Lagerfeuer

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Endotherme Reaktion (∆Ei>0):

Bsp.: Aufladen von Batterien

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5 Donator-Akzeptor-Konzept

Fast alle chemischen Reaktionen können als Donator-Akzeptor-Reaktionen beschrieben

werden.

Wird ein Proton H+ übertragen, spricht man von Protolysen (= Protonenübertragungs-

Reaktionen).

Elektronenübergänge werden Redox-Reaktionen genannt.

Salzbildung – eine Redoxreaktion 5.1

Metalle und Nichtmetalle reagieren zu Salzen:

Ca + Cl2 → CaCl2

Metall Nichtmetall

Elektronengeber = e--Donator Elektronennehmer = e--Akzeptor

= Oxidation (Elektronenabgabe)

⇒ ein Kation entsteht (Oktett!)

= Reduktion (Elektronenaufnahme)

⇒ ein Anion entsteht (Oktett!)

Anzahl der positiven Ladung(en) entspricht

der Anzahl der abgegebenen e-

Anzahl der negativen Ladung(en) entspricht

der Anzahl der aufgenommenen e-

Oxidation: Ca → Ca2+ + 2 e- Reduktion: Cl2 + 2 e- → 2 Cl-

Redoxgleichung (in Ionenschreibweise): Ca + Cl2 → Ca2+ + 2 Cl-

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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 La-

dungszahl.

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 Atombin-

dung).

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 zuge-

ordneten Bindungselektronen.

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Beispiel:

Schrittweises Aufstellen einer komplexeren Redoxgleichung

an folgendem Beispiel:

Sulfit-Ionen reagieren im sauren Medium mit Permanganat- Ionen zu Sulfat-Ionen und Man-

gan(II)-Ionen

1. Schreibe die Teilchenformeln der Ausgangs- und Endstoffe

Ox.

+IV –II +VII –II +VI –II +II

SO32- + MnO4

- → SO42- + Mn2+

Red.

2. Bestimme die OZ!

3. Ordne die Begriffe Oxidation (= Erhöhung der OZ) und Reduktion (= Erniedrigung der

OZ) dem entsprechenden Vorgang zu!

H

H

H

C C

H

O

H

C

O

O

H

II

II III

I

III0III

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4. Schreibe die Teilgleichungen!

a) Schreibe das jeweilige Redoxpaar mit OZ!

Oxidation:

+IV +VI

SO32- + 3 H2O → SO4

2- +2e- + 2 H3O+

Reduktion:

+VII +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 Wasser-

Molekülen 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 Teilchenan-

zahlverhältnis!

Ox.: SO32- + 3 H2O → SO4

2- + 2 e- + 2 H3O+ │∙ 5

Red.: MnO4- + 5 e- + 8 H3O

+ → Mn2+ + 12 H2O │∙ 2

Redox: 5 SO32- + 2 MnO4

- + 6 H3O+ → 5 SO4

2- + 2 Mn2+ + 9 H2O

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Salzbildung – eine Säure-Base-Reaktion 5.2

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+ Protolyse

Beispiel: H3PO4 ⇆ H2PO4- + H+

H+-Aufnahme: Base + H+ ⇆ korrespondierende Säure

Allgemein: B + H+ ⇆ HB+

Beispiel: NH3 + H+ ⇆ NH4+

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-,

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Indikatoren

Farbstoffe, deren Farbe davon abhängt, ob sie sich in saurer, neutraler oder basischer Lö-

sung 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 Redoxreaktion

Protonen H+ Art der übertragenen Teil-chen

Elektronen e-

Säure/Base-Paare HA/A-; HB+/B CH3COOH/CH3COO-; NH4

+/NH3

Korrespondierende Paare Redoxpaare Ox1/Red1; Ox2/Red2 Ag+/Ag; Fe3+/Fe2+

Säure HA Protonenabgabe HA → H+ + A- CH3COOH → CH3COO- + H+

Donator Teilreaktion: Donatorreaktion

Reduktionsmittel (Red) Elektronenabgabe (= Oxida-tion) Red → Ox + z e- Ag → Ag+ + e-

Base B Protonenaufnahme B + H+ → HB+ NH3 + H+ → NH4

+

Akzeptor Teilreaktion: Akzeptorreakti-on

Oxidationsmittel (Ox) Elektronenaufnahme (= Re-duktion) Ox + z e- → Red Cu2+ + 2 e- → Cu

Säure/Base-Gleichgewicht HA + B ⇆ HB+ + A-

H2O + NH3 ⇆ OH- + NH4+

Donator-Akzeptor-Reaktion Redoxgleichgewicht Red1 + Ox2 ⇆ Ox1 + Red2

2 Ag+ + Mg ⇆ 2 Ag + Mg2+

Autoprotolyse

H2O + H2O ⇆ H3O+ + OH-

Donator-Akzeptor-Reaktion zwischen gleichen Teilchen

Disproportionierung

2 Cu+ ⇆ Cu + Cu2+