Nebenfach-Chemie

Chemie
für Studierende der Medizintechnik
Dr. Christoph Wutz
www.chemie.uniwww.chemie.uni-hamburg.de/tmc/wutz
Inhalt
5. Organische Chemie
1. Einleitung
5.1 Allgemeines, Historisches
Lernmittel, Geschichtliches,
5.2 aliphatische Kohlenwasserstoffe
Warum Chemie? Grundbegriffe
Alkane, Alkene, Alkine
2. Allgemeine Chemie
5.3
Funktionelle
Gruppen mit
2.1 Atombau
Einfachbindungen:
2.2 Periodensystem
Halogenalkane, Alkohole,
2.3 Chemische Bindung
Nucleophile Substitution, Ether
Molekülbau
Amine
3. Physikalische Chemie
5.4 Carbonylverbindungen:
3.1 Aggregatzustände, PhasenAldehyde, Ketone
übergänge, Stofftrennung
Carbonsäuren, Ester
3.2 Die chemische Reaktion
5.5 Aromaten
Thermodynamik, Kinetik
5.6 Naturstoffe: Zucker,
4. Anorganische Chemie
Aminosäuren,
4.1 Säuren/Basen, pH-Wert
natürliche Polymere
4.2 Salze, Löslichkeit
6. Spezielle Themen
4.3 Redoxreaktionen
6.1 Kunststoff
4.4 Elektrochemie
6.2 Umweltchemie
4.5 Metallkomplexe
4.6 Nichtmetallverbindungen
4.7 Großtechnische Verfahren
1
1.1 Lernmittel
Bücher
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€ 19,50
127 Seiten
Spektrum Akademischer Verlag
Verlag: Hirzel,
ISBN-10: 3777613010 198 Seiten ISBN-10: 3827418097
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Broschiert: 766 Seiten
Verlag: Thieme
ISBN-10: 3134843099
Chemie im Internet
Vernetztes Studium Chemie
BMBF Leitprojekt der Uni Erlangen
mit dem Fachinformationszentrum Berlin
www.vswww.vs-c.de ⇒ www.chemgapedia.de
Weltweit umfangreichste ChemieChemieEnzyklopä
Enzyklopädie und Tutorium
Elemente/Periodensystem: www.webelements.com
2
1.2 Geschichte der Chemie
Ursprünge
Ursprü
Ursprünge der "unbewussten" Chemie in der KupferKupfer-/Bronze/Bronze-Zeit:
Herstellung von Metall aus Erz in kleinen Öfen.
Wortbedeutung:
Arab.:
Arab.: alal-kymiya:
kymiya: "Beschä
"Beschäftigung mit gieß
gießbaren Stoffen, Metallurgie"
ch'mi:
ch'mi: "Das Schwarze, die schwarze (fruchtbare (Nil
(Nil--)Erde;
)Erde; Erz)
Griech.:
Griech.: chymeia = (Lehre vom Metall)Metall)-Giessen
im Sinne stofflicher Umwandlung
Antike Alchemie als Naturphilosophie
• Urspr.: ägyptisch und hellenistisch
• erste Versuche, die Natur zu verstehen.
• Vermischung religiö
religiöser, philosophischer Ansä
Ansätze
(Esotherik,
Esotherik, Hermetik)
Hermetik) mit Naturerkenntnis
• Annahme: Stoffe bestehen aus GrundGrund-"Elementen"
"Elementen"
• Stoffe (chem. Elemente) kö
können umgewandelt werden.
Der Elementbegriff im Altertum
Griechenland
Buddhismus
China (Dao)
Feuer (heiß)
Feuer
Feuer
Wasser (nass)
Wasser
Wasser
Erde (trocken)
Erde
Erde
Luft (kalt)
Wind
Geist/Äther*)
Raum
Holz
Metall
*)Erst
unter Aristoteles eingefü
eingeführt;
im Mittelalter als quinta essentia uminterpretiert
3
Mittelalterliche Alchemie
Zufällige Entdeckungen der Alchemisten
• Suche nach Quinta Essentia (Fü
(Fünftes Element)
= Stein der Weisen
⇒ Umwandlung unedlerer Stoffe in Gold
• Suche nach Universallö
Universallösungsmittel Alkahest
Mittelalterliche Alchemie als
bewusste, zielgerichtete
aber unwissenschaftliche Chemie:
Entdeckungen:
Entdeckungen:
•Salmiak (NH4Cl), Zinnober (HgS
): Abu Musa Jabir ibn Hayyan,
(HgS):
Hayyan, Arabien 8. Jh.
•Alkohol (Ethanol C2H5OH) in Sü
Süditalien um 1100 aus Wein
•Heilmittel auf QuecksilberQuecksilber-, ArsenArsen- und Antimonbasis: Paracelsus, 16. Jh.
•Phosphor: Hennig Brand in Hamburg 1669
•Porzellan: Johann Friedrich Bö
Böttger 1707/08
Chemie als Naturwissenschaft
Ab. 17. Jh.:
Chemie als Naturwissenschaft,
Befreiung von Dogma u. Glaube,
Rationales Schlussfolgern
basierend auf Beobachtungen
und Experimenten.
Joseph Priestley Carl W. Scheele
Robert Boyle
(1627(1627-1691)
(1733(1742(1733-1804)
(1742-1786)
Irischer Forscher Engl. Forscher Schwed.
Schwed. Apoth.
Apoth.
"The sceptical Herst. NH3,
O2, Cl2, Ba, Mn;
Chymist"
Chymist" (1661) N2O, CO, SO2 HCN, Milchsä
Milchsäure
Entdeckung des Phosphor
durch Hennig Brand (1669)
Antoine Lavoisier
(1743(1743-1794)
Franz. Chem.
Oxidation
J. GayJustus v. Liebig
Gay-Lussac
(1778(1803(1778-1850)
(1803-1873)
Franz. Phys.Chem.
Phys.Chem.Deutsch. Chem.
Gasgesetze
Chem.Analyse
4
Abgrenzung Chemie-Physik
Physik: Lehre der ZustandsZustandsChemie: Lehre der Verä
Veränderung
änderung der Stoffe
und Umwandlung der Stoffe
Beispiel:
Eisen: Metallisch, glä
glänzend, leitfä
leitfähig, schmiedbar.
Eisen erhitzen ⇒ schmilzt
Eisen an feuchter Luft ⇒ rostet
abkü
Rost: Rotabkühlen ⇒ erstarrt.
Rot-braun, nicht leitfä
leitfähig
Eigenschaften unverä
unverändert.
nicht verformbar.
Umkehrbare Zustandsä
Zustandsänderung
⇒ Stoffliche Umwandlung
Weiteres Beispiel:
Platindraht erhitzen bis rotMagnesiumband erhitzen ⇒
rotglü
verbrennt mit Leuchterscheinung
glühend; Abkü
Abkühlen: keine Verä
Veränd.
nd.
Lichtemission: Physikal.
Physikal. Vorgang.
⇒ Magnesiumoxid (weiß
weißes Pulver)
Pulver)
⇒ stoffliche Verä
Veränderung
Letztes Beispiel:
Starkes Abkü
Abkühlen ⇒ Verflü
Verflüssigung Im Kö
Körper eingeatmeter SauerSauervon Luft; Langsames Erwä
Erwärmen
stoff "verbrennt" Zucker zu
(Destillation) ⇒ Trennung von
Kohlendioxid und Wasser.
Stickstoff und Sauerstoff
Energie wird frei.
Eigenschaften unverä
unverändert.
Chemischer Vorgang.
Verflü
Verflüssigung, Verdampfen, Destillation,
Extraktion sind physikalische Vorgä
Vorgänge
Beginn der chemischen Industrie
Ressourcen der chemischen Industrie
um 1820 Herstellung von:
• Soda (Natriumcarbonat, Natron) fü
für Weiterverarbeitung
zu Glas, Bleichmittel, Waschmittel, Farben.
• Synthetische Dü
Düngemittel
• Farben
Ressourcen der chemischen Industrie vor 1870:
• Kohle
• Mineralien
• Pflanzenstoffe
• Tierprodukte
Ressourcen der chemischen
Industrie von 1870 - ?
• Erdö
Erdöl
5
Gefahren der chemischen Industrie
21. Sept. 1921; BASF, Oppau,
Oppau, : Explosion in Dü
Düngemittelfabrik:
561 Tote, 2000 Verletzte, 900 Wohnungen zerstö
zerstört, 100 m Krater
Nutzen der chemischen Industrie
Bevölkerungsentwicklung und Chemie
"Natur macht gesund - Chemie macht krank !" ?
Entwicklung der chemische Industrie • Kunstdü
Kunstdünger
• Schä
Schädlingsbekä
dlingsbekämpfung
• Medikamente
• Hygieneartikel
6
1.3 Warum Chemie?
Chemie bestimmt unser Leben:
Arzneimittel
Heilmittel
Brillen
Medizintechnik
Zucker,
Eiweiß
Eiweiß,
Fett,
Vitamine, etc.
Spielzeug
SportSportgerä
geräte
Handys
Waschmittel
Putzmittel
Seife
Zahnpasta
Kohle/Gas
Benzin
Batterien
Farben
Teppich
Möbel
Bedeutung der Chemie für das Leben
vom Atom
über das Molekü
Molekül
(es gibt ca. 15 Mio.!)
zum Organismus
Ascorbinsä
Ascorbinsäure
Chlorophyll
7
Analytische/Synthetische Chemie
Analytische Chemie:
Die Umwelt verstehen wollen:
Woraus besteht das?
Was ist da drin?
Und wie viel?
Synthetische Chemie:
Können wir es genau so gut (besser)
als die Natur?
Wikipedia:
Wikipedia:
Lehre vom Aufbau, VerhalVerhalten und der Umwandlung
der chemischen Elemente
und ihren Verbindungen
sowie den dabei geltenden
Gesetzmäß
igkeiten..
Gesetzmäßigkeiten
1.4 Grundbegriffe
Maßeinheiten in der Chemie (SI)
Messgröße
Länge
Masse
Volumen
Dichte
(absolute) Temperatur
Kraft, Gewicht
Druck
Energie
Stoffmenge
Molare Masse
(Stoffmengen-)Konzentration =
Molarität
Reaktions-Enthalpie
Reaktions-Entropie
Symbol
l
m
V
ρ
T
F
p
E
n
M
c
∆H
∆S
Einheit
Symbol
Meter
m
Gramm (Kilogramm)
g (kg)
Liter
l
Gramm pro cm3
g/cm3
Kelvin
K
Newton
N = kg·m/s2
Pascal
Pa = N/m2
Joule
J = kg·m2/s2
Mol
mol
Masse pro Mol; M = m/n
g/mol
Stoffmenge pro Volumen;
mol/l
c = n/V
Kilojoule pro Mol
kJ/mol
Enthalpie pro Temperatur; ∆S kJ/mol·K
= ∆H/T
8
Weitere Einheiten
Weitere gebräuchliche Einheiten; ihre Relation zum SI:
Länge (im atomaren Bereich): Ångström, Å; 1Å = 10-10 m = 0,1nm
Temperatur: Grad Celsius, °C. 0 °C (Celsius) entsprechen 273,15 K
Druck: Bar: 1 bar = 105 Pa; 1 mbar = 1 hPa
Energie: Kalorie, cal.: 1 cal = 4,18 J
Energie (im atomaren Bereich): Elektronenvolt, eV. 1 eV ≈ 1.6·10-19 J
Ladung: Coulomb (C).
Bruchteile und Vielfache der Grundeinheiten
10-3
Milli (m)
103
Kilo (K)
-6
10
Micro (µ)
106
Mega (M)
10-9
Nano (n)
109
Giga (G)
10-12
Pico (p)
1012
Tera (T)
10-15
Femto (f)
1015
Peta (P)
Aggregatzustände
Stoffe kö
können drei Aggregatzustä
Aggregatzuständen vorkommen:
sublimieren
schmelzen
fest
verdampfen
flü
flüssig
erstarren
gasfö
gasförmig
kondensieren
resublimieren
Schmelztemperatur; melting point: m.p.
m.p.
Siedetemperatur; boiling point: b.p.
b.p.
9
Aufbau der Materie; Stoff
Chemische Verbindung
fest
Stoff
Na+
Wasser
Cl-
Natriumchlorid
Natriumchlorid
üssig
flflü
Kochsalz
gasfö
örmig
gasf
Atome
Wassermolekü
Wassermoleküle
WasserstoffWasserstoff- SauerstoffSauerstoffatom
atom
Luft
SauerstoffSauerstoff- u. StickstoffStickstoffmolekü
moleküle (Gemisch) Stickstoffatom
Gemische, Reinstoff, Elemente
Trennung durch
phys./chem. Methoden
Stoffgemische
Reinstoffe z. B Wasser
z.B. Destillation
oder reiner
z. B. Wein
Filtration, Extraktion
Alkohol
Wasser/Alkohol
sind
entweder oder
Chemische
Verbindungen
bestehen aus zwei oder mehr
chemischen Elementen
über chem. Bindungen verknü
verknüpft
z. B. Wasser H2O
aus zwei Atomen Wasserstoff (H)
und einem Atom Sauerstoff (O)
Elemente
aus einer Atomsorte;
sind mit chemischen Methoden
nicht weiter zerlegbar
z. B. Wasserstoff (H)
Sauerstoff (O)
Eisen (Fe)
10
Elemente und ihre Symbole
Das heute gebrä
gebräuchliche Formelsystem fü
für
chemische Elemente geht auf Berzelius zurü
zurück:
Jedes Element hat ein Symbol aus ein oder
zwei Buchstaben, das vom lateinischen oder
griechischen Namen abgeleitet wurde.
H
Wasserstoff
Na Natrium
He Helium
Mg Magnesium
Li Lithium
Al Aluminium
Be Beryllium
Si Silizium
B
Bor
P
Phosphor
C
Kohlenstoff
S
Schwefel
N
Stickstoff
Cl Chlor
O Sauerstoff
Ar Argon
F
K
Fluor
Ne Neon
Kalium
Die ersten zwanzig
Elemente
Ca Calcium
Häufigkeit der Elemente
Über 90% der Materie im Weltall ist Wasserstoff (H);
am zwei Hä
Häufigsten ist Helium (He).
Häufigkeit der Elemente Erdkruste (0-40 km)
3%
3%
2%
2%
4%
5%
5%
8%
Häufigkeit der Elemente im Erdkern
1% 1%
2% 2%
7%
Fe
Al
O
49%
Si
Eisen
26%
O
Si
Al
Fe
80%
Ca
Na
K
Mg
H
Rest
Erdmantel (ä
(äußere) 3000 km ähnlich.
Häufigste Verbindungen:
SiO2, Silikate, AlAl-, EisenEisen-Oxide,
Carbonate, Sulfate, Hydroxide
Fe
Si
Ni
O
S
Rest
Der Erkern (innere 3000 km)
besteht hauptsä
hauptsächlich aus Eisen
(2900°
(2900°C, flü
flüssig). Fe/NiFe/Ni-KonvekKonvektion am Mantel ⇒Magnetismus
11
Materie, Stoff, Stoffveränderung
Was ist Stoff/Materie?
Alle Materie setzt sich aus (nicht verä
veränderlichen) Grundstoffen
zusammen, den Elementen (Kohlenstoff, Sauerstoff, Eisen etc.).
Diese wiederum sind aus ihren Atomen aufgebaut
(griech.:
griech.: atomos "unteilbar")
Heute wissen wir:
Atome bestehen aus
Elementarteilchen.
Verä
Veränderung der
"Stofflichkeit":
• Schmelzen, Verdampfen, Mischen (Physik)
• Verä
Veränderung des Atomkerns (Kernphysik)
• Verä
Veränderung der Valenzelektronen (Chemie)
Stoffumwandlung
durch chemische Reaktion
Eisen
(Fe)
Schwefel
(S)
EisenEisen-SchwefelSchwefelGemisch: Fe + S
Wie kann man
es trennen?
EisenEisen-SchwefelSchwefelVerbindung
Eisensulfid (FeS
(FeS))
Physikalisch nicht in
Eisen und Schwefel
zu trennen.
Chemische Reaktion
12
Die Chemische Reaktion
Eine chemische Reaktion ist der Vorgang, bei dem aus den Atomen
der Ausgangsstoff (Edukte
(Edukte)) – auch Reaktanden genannt –
neue chemische Verbindungen (Produkte) entstehen.
Reaktionsschema: Edukt 1 (+ Edukt 2)
Produkt 1 + (Produkt 2)
Dabei ändert sich die Art der Verbindung der Atome untereinander –
ihre jeweilige Anzahl bleibt jedoch gleich.
Bei jeder chemischen Reaktion bleibt
die Gesamtmasse der Stoffe erhalten
Gesetz von der Erhaltung der Masse
Chemische Reaktion
Beispiel: Natriumchlorid
Beispiel:
Chlor
Natrium (Metall)
Kochsalz (NaCl)
+
Chemische Reaktion bedeutet eine "Umorganisation" der Atome.
Es entstehen andere chemische Verbindungen
mit vollkommen anderen Eigenschaften
Welcher Stoff reagiert mit welchem anderen Stoff
zu welcher Verbindung und in welchem Verhä
Verhältnis?
13
Elementarteilchen
Die Materie besteht aus Atomen;
Atome bestehen wiederum aus drei verschiedenen Elementarteilchen:
Elementarteilchen:
+
0
-
Proton (p+): groß
groß, schwer (relativ!), positiv
Neutron (n): groß
groß, schwer (relativ!),
neutral = ungeladen
Elektron (e-): klein, leicht, negativ
Strahlung
Klassisch: Strahlung:
Strahlung: Ausbreitung von Wellen oder Teilchen im Raum
⇒ Transport von Energie und Impuls.
Heute weiß
weiß man: Jede Strahlung hat WellenWellen- und TeilchenTeilchen-Charakter.
Elektromagnetische Wellen (Licht, MikroMikro-, Radiowellen, Rö
Röntgenstr.)
Energie ⇔ Wellenlä
Wellenlänge (Frequenz); Teilchen: Photon
Radioaktive Strahlung:
Strahlung:
Strahlung, die von radioaktiven Kernen (Zerfall) ausgeht:
Name
Charakter
α-Strahlung
Heliumkern:
2 P+; 2 N
β-Strahlung
Elektron
γ-Strahlung
elektromag.
Welle
Masse
Ladung
4u
+2
1/1823 u
-1
-
-
14
2.1 Atombau – Frühe Atommodelle
Prousts Gesetz der konstante Proportionen (1794):
Elemente kommen in einer chemischen Verbindung immer im gleichen
Massenverhä
Massenverhältnis vor. z. B. Natriumchlorid: Na:Cl = 23:35 = 1:1,54
Daltons Gesetz der multiplen Proportionen (1803):
Die Massenanteile von zwei Elementen in verschiedenen Verbindungen
können durch kleine, ganze Zahlen ausgedrü
ausgedrückt werden.
Z. B.: Kohlenmonoxid mC:mO=1:1,33 ; Kohlendioxid mC:mO=1:2,66
mO(Kohlenmonoxid):mO(Kohlendioxid)
(Kohlendioxid) = 1:2 ⇒ CO und CO2
Daltons Atomhypothese (180
8):
(1808):
• Materie besteht aus kleinsten kugelfö
kugelförmigen Teilchen oder Atomen.
• Atome sind unteilbar, kö
ö
nnen
weder
geschaffen, noch zerstö
k
zerstört werden.
• Alle Atome eines chemischen Elements sind untereinander gleich,
sie unterscheiden sich nur in der Masse von Atomen anderer Elemente.
Elemente.
• Atome kö
können chem. Bindungen eingehen und aus d. gelö
gelöst werden.
• Eine Verbindung wird stets aus gleichen Anzahl von Atomen
der Elemente gebildet.
Der Rutherfordsche Streuversuch
Das Rutherfordsche Atommodell
1910: α-Teilchen (positive
(positive HeHe-Kerne) werden auf dü
dünne
Goldfolie gestrahlt: Nur sehr wenige werden abgelenkt ⇒
1. Atome sind weitgehend leer
2. Atommasse konzentriert sich im positiven Kern
3. Atomvolumen durch negative Hü
Hülle reprä
repräsentiert
Sir E. Rutherford
neuseelä
neuseeländ.
nd. Chem.
(Radium)
Rutherfordsches
Atommodell
15
Rutherfordsches Atommodell
Ein Atom hat einen positiven Atomkern (Nukleus),
der von einer negativen Elektronenhü
Elektronenhülle umgeben ist.
Z=3
Lithium
Protonen und Neutronen sind
im Kern (⇒
(⇒Nukleonen).
Nukleonen).
Neutronen: keine Ladung,
Protonen: Ladung = +1 ⇒
Protonenzahl = Kernladungszahl
=Ordnungszahl (Z) im Periodensys.
Periodensys.
Die Anzahl der Protonen bestimmt, welches Element es ist.
Atomdurchmesser ca. 10-10 m, davon Kern 1/100000:
Kern: winzig, schwer, positiv
Hülle: "größ
er", leicht, negativ
"größer",
Elementarteilchen
Elementarteilchen: kleinste, nicht mehr teilbare Teilchen
z. B.:
Name
Abkürzung
Ort
Ladung
Masse
Proton
p, p+
Kern
+1
~1u
Neutron
n
Kern
0
~1u
Elektron
e-
Hülle
-1
1/1823 u
u ist eine sehr kleine, relative Masseneinheit:
1 u = 1,66⋅
1,66⋅10-27 Kg
1 Milliardstel von einem Milliardstel von einem Milliardstel Kg.
16
Atommasse
Nukleonenzahl (Protonen + Neutronen)= Atommasse (m
(ma),
da Elektronen sehr geringe Masse haben.
Die Anzahl der Protonen bestimmt, welches Element (Atomsorte)
es ist. (= Ordnungszahl Z)
Die Anzahl der Neutronen N und der Protonen Z bestimmt,
welche Masse es ist. (Atommasse ma = Z + N)
Beispiel: Lithium
3 Protonen ⇒ Ordnungszahl Z = 3
4 Neutronen ⇒ Massezahl = 7
Die Masse von Molekülen
Die Masse eines einzelnen Molekü
Moleküls mM einer chemischen
Verbindung errechnet sich als die Summe der Atommassen ma
aller im Molekü
Molekül enthaltenen Atome.
Beispiel: Glucose (Traubenzucker) C6H12O6
Die tief gestellten Indexzahlen geben an, wie viel Atome
der jeweiligen Sorte das Molekü
Molekül enthä
enthält.
mM = 6·
6·ma(C)
(C) + 12·
12·ma(H) + 6·
6·ma(O)
ma(C)
(C) = 12 u
ma(H)
(H) = 1 u
ma(O)
(O) = 16 u
mM (Glucose) = 6·
6·12u + 12·
12·1u + 6·
6·16u = 180 u
17
Die Stoffmenge, das Mol
Atomare Masseneinheit u beschreibt sehr kleine Stoffportionen:
Masse einzelner Atome bzw. Molekü
Moleküle.
Die Stoffmenge n in der Einheit [mol] ist eine neue Messgröß
e,
Messgröße,
die Mengen von Stoffen und das Verhä
Verhältnis in dem sie mit einander
reagieren in laborgebrä
enordnungen beschreibt.
laborgebräuchlichen Größ
Größenordnungen
Sie ist keine Masse und keine Teilchenzahl
– hängt aber mit beidem zusammen:
m Die Stoffmenge n ist gleich der Masse m bezogen auf
die Molare Masse M. Diese Molmasse M ist eine stoffstoffn=
e und hat die Einheit [g/mol]
Größe
M spezifische Größ
Ein Mol eines Stoffes oder einer Verbindung entspricht der jeweiligen
jeweiligen
Atommasse oder Molekü
Molekülmasse ausgedrü
ausgedrückt in Gramm.
Beispiele:
Atom-/Molekülmasse
Molare Masse M
Li = 7 u
M(Li) = 7 g/mol
H2O = 18 u
M(H2O) = 18 g/mol
H2 = 2 u
M(H2) = 2 g/mol
C6H12O6 = 180 u
M(C6H12O6) = 180 g/mol
Ein Mol Li wiegt 7 g, ein Mol Wasser 18 g; 2 Mol Wasser wiegen 36
36 g.
Veranschaulichung des Mol
Die Stoffmenge 1 Mol enthä
enthält immer die gleiche Teilchenzahl, die
Loschmidtsche bzw. Avogadrosche Zahl oder Avogadrokonstante NA:
NA = 6·
6·1023 Teilchen
Wie viel wiegt
23
1 mol Wasser?
Darstellung: Ein Teilchen = 10 Teilchen
1 mol Wasser
1 mol Lithium 1 mol Wasserstoff
6·1023 Atome 6·1023 Molekü
6·1023 Molekü
Moleküle
Moleküle
(7 g)
(2 g)
(2+16 = 18 g)
Wie viel wiegen 4 mol Kohlenstoff?
und 1 mol C ?
1 mol Kohlenstoff
6·1023 Atome
(12 g)
4 mol Kohlenstoff
4·6·1023 Atome
(48 g)
18
Rechnen mit der Stoffmenge n
Mit Hilfe der Molaren Masse M (in g/mol) kann man die Masse m (in g)
und die Stoffmenge n (in mol) in einander umrechnen:
M=
m = M ⋅n
m
n
Umformung
n=
Beispiele:
Wie viel Gramm wiegen 0,2 mol Glucose?
m
M
m = 180 g / mol ⋅ 0,2mol = 36 g
5,85 g Kochsalz (NaCl) entsprechen wie viel Mol?
mA(Na)
(Na) = 23 u; mA(Cl)
(Cl) = 35,5 u ⇒ MNaCl= 58,5 g/mol
n=
5,85 g
= 0,1mol
58,5 g / mol
Veranschaulichung Stöchiometrie
und Molare Massen
2 H2 + O2
2 zweiatomige
Sauerstoffatom (O):
8 P+;8 N⇒
N⇒ma=16 u
2 H2O
1 zweiatomiges 2 Wassermolekü
Wassermoleküle
Wasserstoffmolekü
Wasserstoffmoleküle Sauerstoffmolekü
Sauerstoffmolekül
Wasserstoffatom (H):
1P+⇒ ma = 1u
mH2O = 16+2=18u
Ein Wassermolekü
Wassermolekül (H2O) besteht aus 2 Atomen Wasserstoff und 1 Atom
Sauerstoff. Man muss doppelt so viele HH-Atome wie OO-Atome in die
Reaktion einbringen. Gasfö
Gasförmige Elemente sind 22-atomige Molekü
Moleküle.
Molare Massen: M(H2)=2 g/mol; M(O2)=32 g/mol; M(H2O)=36 g/mol
Wasserstoff +
Sauerstoff =
Wasser
2 Moleküle (2⋅2u=4u )
1 Molekül (2⋅16u=32u)
2 Molekül (18u)
2000 Moleküle
1000 Moleküle
2000 Moleküle
2 mol (2 ⋅6 ⋅1023 Moleküle)
1 mol (6⋅1023 Moleküle)
2 mol (6⋅1023 Moleküle)
4g
32 g
36 g
+
=
19
Molares Volumen von Gasen
1 Mol eines Gases enthä
enthält immer 6⋅
6⋅1023 Teilchen,
egal ob Atome (Edelgase, z.B. He),
zweiatomige Molekü
Moleküle (Elementgase: H2, N2, O2)
oder Molekü
Moleküle (CO2).
1 Mol eines Gases nimmt unter Normalbedingungen (0°
(0°C, 1013 hPa)
hPa)
immer ein Volumen von 22,4 Liter ein.
Molares Volumen von Gasen: Vm = 22,4 L/mol
Vm =
V = Vm ⋅ n
Beispiel:
Beispiel: Ein Volumen von 1,12 L Gas
entspricht welcher Stoffmenge n (mol)?
V
n
n=
V
Vm
n=
V
1,12 L
=
= 0,05mol
Vm 22,4 L mol
Konzentration - Molarität
Viele chemische Reaktionen finden statt zwischen Teilchen,
die in einem Lö
Lösungsmittel (z. B. Wasser) gelö
gelöst sind.
Wie viele Teilchen sind in der Lö
Lösung?
Die Konzentration c (eigentlich Stoffmengenkonzentration)
ist die Stoffmenge n (in mol) bezogen auf das Volumen V
an Lö
Lösungsmittel (in L).
c=
n
V
Die Molaritä
Molarität einer Lö
Lösung ist die Anzahl Mole des gelö
gelösten Stoffes
in 1 Liter Lö
Lösung.
Beispiel:
Beispiel:
2 mol einer Substanz sind gelö
gelöst c = 2mol = 4 mol / L
in 500 mL Lö
Lösungsmittel.
0,5L
Beispiel:
Beispiel:
1,8 g Glucose sind gelö
gelöst in 100 ml Wasser.
n=
0,01mol
m
1,8 g
= 0,1mol / L
=
= 0,01mol = 10 − 2 mol c =
0,1L
M 180 g / mol
20
Elementsymbolik
Ein Element ist ein so genannter "Reinstoff", der nur aus
einer Atomsorte - mit einer best. Ordnungszahl Z – besteht.
Elemente werden durch das Elementsymbol dargestellt,
ein Kü
Kürzel aus dem – häufig lateinischen – Namen.
Manchmal werden OrdnungsOrdnungs- und Massezahl mit angegeben:
7
ma
Beispiel: Lithium
Z
3
Li
Elementsymbol
Elementname
Protonen Z
Neutronen N
Wasserstoff
1
0
Kohlenstoff
6
6
Uran
92
146
Symbol
1
1
12
6
238
92
H
C
U
Isotope
Isotope sind Atome gleicher Ordnungszahl,
Ordnungszahl,
aber verschiedener Massenzahl.
Massenzahl.
Sie enthalten also die gleiche Anzahl an Protonen,
Aber unterschiedlich viele Neutronen.
Beispiele:
2
1
Deuterium: 1 H
Wasserstoff: 1 H
12
13
Häufigkeit; 6 C ~1%
Kohlenstoff: 6 C ~99% nat. Hä
14
Spuren von 6 C ; instabil ⇒ radioaktiv
(Altersbestimmung mit Radiocarbonmethode)
Radiocarbonmethode)
235
Uran: 92 U spaltbar; 238U nicht spaltbar, beide radioaktiv
radioaktiv
92
Isotope verhalten sich chemisch gleich (Molekü
(Molekülbildung),
aber physikalisch unterschiedlich (Masse)
21
Nicht ganzzahlige Atommasse
Viele Elemente besitzen eine nicht ganzzahlige Atommasse,
weil sie aus einem Isotopengemisch bestehen.
Beispiel:
Beispiel: Chlor, Atommasse 35,45 u
besteht aus:
Rechnung:
- 35Cl: 75,7%
0,757 ⋅ 35 + 0,24 ⋅ 37
- 37Cl: 24,2%
= 35,45
Elemente, die nur in einer stabilen Atomsorte (isotopenrein)
vorkommen, nennt man Reinelemente.
Reinelemente.
Beispiel:
Beispiel: 19Fluor
Ionen
Atome besitzen genauso viel Elektronen in der Hü
Hülle,
wie Protonen im Kern. Daher sind sie insgesamt neutral
Gibt ein Atom Elektronen ab oder nimmt welche auf, wird es zu
einem geladenen Ion,
Ion, weil die Anzahl der Elektronen in der Hü
Hülle
dann kleiner bzw. größ
er ist, als die Zahl der Protonen im Kern.
größer
Ionen verhalten sich chem. + phys. ganz anders als ihre Atome!
Beispiele: Na → Na+ + e- Positive Ionen = Kationen,,
Kationen
Cl + e → Cl
Negative Ionen = Anionen.
Anionen.
Kationen heiß
heißen wie das Metall (Natrium(Natrium-Ion, SilberSilber-Kation)
Kation)
oder sie haben die Endung –ium (NH4+ = AmmoniumAmmonium-Ion)
Ion)
Anionen haben bei Nichtmetallen die Endung –id (Chlorid)
NiMeNiMe-Verb.
Verb. mit Sauerstoff –at (SO42-=Sulfat) oder –it (SO32-=Sulfit)
Ionen kö
können mehrfach geladen sein Beispiele:
Beispiele: Al3+, O2-
22
Kritik am Rutherfordschen Atommodell
Das Rutherfordsche Atommodell macht keine Aussagen über
die Energie der Elektronen in der Hü
Hülle; erklä
erklärt nicht das unterunterschiedliche chemische Verhalten der verschiedenen Elemente.
Experiment:
Experiment: Wasserstoff absorbiert aus
Spektrum des sichtbaren Lichts
ganz bestimmte Farben = Wellenlä
Wellenlängen
H2
Prisma
Absorptionsspektrum des Wasserstoffs
Umgekehrt sendet Wasserstoff genau diese Wellenlä
Wellenlängen aus,
wenn er thermisch aktiviert wird.
Emissionsspektrum des Wasserstoffs
H2
Absorption ("verschlucken" von Strahlung) bzw. Emission (Aussenden)
(Aussenden)
erklä
erklärt durch Anregung bzw. Desaktivierung der Elektronen.
Weshalb exakt definierte Wellenlä
Wellenlängen = Energien?
Spektrum der elektromagnetischen Wellen
Quantelung der Energie
Licht besteht aus elektromagnetische Wellen, die sich gradlinig
mit Lichtgeschwindigkeit ausbreiten. Es ist ein Teil des gesamten
gesamten
Spektrums elektromagnetischer Wellen, die sich in ihrer
Wellenlä
Wellenlänge λ=c/ν
c/ν unterscheiden.
unterscheiden. (ν
(ν=Frequenz)
Frequenz)
Max Planck (1900): Energie existiert nur in Form
kleinster, unteilbarer Energiepakete (Quanten).
E = h ⋅ν
h = Plancksches Wirkungsquantum
23
Diskrete Energiezustände
der Elektronen
In einem Atom kö
können die
Elektronen verschiedene
definierte Energiezustä
Energiezustände
einnehmen. Übergä
bergänge
zwischen den Zustä
Zuständen
durch Energieabgabe
oder Energieaufnahme
Ein thermisch angeregtes
Wasserstoffatom kann
desaktiviert werden; das
Elektron geht in niedrigeren
Energiezustand. Energie
wird durch Aussendung von
Licht abgegeben.
Aus dem Gesamtspektrum
absorbiert das Atom disdiskrete Energiebeträ
Energiebeträge zur
Anregung der Elektronen.
Bohrsches Atommodell
Schale
Die Elektronen umkreisen den Kern auf konzenkonzentrischen Bahnen (Schalen). Die Anziehung durch
K;n=1
den Kern wird durch Zentripetalkraft ausgeglichen.
L;n=2
Die Elektronen haben unterschiedliche Energien,
Kern
M;n=3 je nachdem, in welcher Schale sie sich befinden.
Die Schalen werden von innen
(am energieä
energieärmsten) nach
HauptElektroauß
ß
en
mit Elektronen befü
au
befüllt.
nenzahl
Qz n
K
1
2
L
2
8
M
3
18
N
4
Jede Schale kann nur eine best.
Anzahl Elektronen aufnehmen:
2 ·n 2
Bei den schwersten Atomen
sind 7 Energieniveaus besetzt.
Nur die Elektronen der äußersten (Valenz(Valenz-) Schale
sind an Bindungen zu anderen Atomen beteiligt.
32
24
Besetzung der Schalen/Energieniveaus
mit Elektronen (Elektronenkonfiguration)
Element
Z
H
1
K n=1
max. 2
1
L n=2
max. 8
M n=3
max 8+10
He
2
2
Li
3
2
1
Be
4
2
2
F
9
2
7
Ne
10
2
8
Na
11
2
8
1
Mg
12
2
8
2
Cl
17
2
8
7
Ar
18
2
8
8
N n=4
Abgeschlossene Schalen Die Anzahl an Valenzelektronen
bestimmt das chem. Verhalten!
Valenzelektronen
Spektralanalyse
Flammenphotometrie
Jedes Element hat seine einzigartige Elektronenkonfiguration
und dadurch charakteristische Elektronenü
Elektronenübergä
bergänge und
Emissionslinien ⇒ Spektralanalyse.
Spektralanalyse.
Magnesium
Silicium
Auch ohne Spektrometer kann man Elemente
tw.
tw. anhand ihrer Flammenfä
Flammenfärbung unterscheiden
25
2.2 Das Periodensystem
Elementvorhersage von Mendelejew
Ga
Eigenschaften von Gallium (Ga)
Vorhersage
Beobachtet
Atommasse
~ 68
69,72
Dichte
~ 5,9 g/cm3
5,91 g/cm3
Schmelzpunkt ~ 30°C
29,8°C
Oxid
X2O3
Ga2O3
Chlorid
XCl3
GaCl3
Das Periodensystem der Elemente (PSE)
Die Elemente sind im PSE nach steigender Ordnungszahl Z angeordnet.
Beim Element Z+1 tritt im Kern ein Proton, in der Hülle ein e- hinzu.
Die Ordnungszahl Z gibt auch Auskunft über die Anzahl e- in der Hülle.
www.psewww.pse-online.de (⇒PDFPDF-Version)
Version) oder Wikipedia
26
Aufbau des PSE
Hauptgruppennummer
= Valenzelektronenzahl
Gruppen
I.
1.
2.
Perioden
VIII.
III. IV. V. VI. VII.
II.
3.
4.
5.
6.
La
7.
Ac
Metalle, Halbmetalle, Nichtmetalle
Der metallische Charakter der Elemente nimmt im PSE
von links unten nach rechts oben ab.
27
Elementgruppen
Übergangsmetalle
Kurzcharakteristik der Hauptgruppen
VII. Halogene:
Halogene: alle NiMe
F/Cl (g), Br (l), I (s)
reaktiv; Salzbildner
VIII. Edelgase:
Edelgase: alle gasfö
gasförmig;
sehr reaktionsträ
reaktionsträge;
Spuren in Luft.
I. Alkalimetalle:
Alkalimetalle: weiß
weißsilbrige, niedigniedig-schm.,
schm.,
weiche Metalle. Sehr reaktiv,
reaktiv, in d. Natur
nur in Verbindung, nicht elementar.
II. Erdalkalimetalle:
Erdalkalimetalle: wie Alkalis, aber
weniger reaktiv (Lagerung an Luft).
III. Borgruppe:
Borgruppe: B hartes Nichtmetall,
Al→
Al→Tl weiche Metalle. AlAl-Verbindungen
häufig in der Erdrinde.
IV. Kohlenstoffgruppe:
Kohlenstoffgruppe: C, Si, Ge = NiMe
Sn, Pb Met.; untersch.
untersch. Eigenschaften.
Si hä
häufig in Erdrinde (Quarz);
C → Naturstoffe; Pb hohe Dichte.
V. Stickstoffgruppe:
Stickstoffgruppe: N=NiMe (gasfö
(gasförmig)
P/As Met. und NiMe Modifikationen,
Sb/Bi=Met.;
Sb/Bi=Met.; N Hauptbest.teil Luft 78%
VI. Chalkogene:
Chalkogene: O gasf.
gasf. NiMe,
NiMe, lebenslebenswichtig: Wasser/Luft (20%).
S gelb,fest NiMe;Se,Te,Po auch met.
28
Orbitale
Schwä
Schwächen des Bohrschen Atommodells ⇒ Elektron als Welle
(Schrö
Schrödingerdinger-Gleichung).
Gleichung). Ein Elektron hä
hält sich mit
Wahrscheinlichkeit in einem bestimmt Raum
(Orbital) auf ⇒ Elektronendichteverteilung
Es gibt ss-, pp-, dd- und ff-Orbitale:
s-Oritale sind kugelsymmetrisch.
kugelsymmetrisch.
Die KK-Schale (n=1; 2e-) hat nur 1s1s-Orb.
In der 2. Schale (L(L-Schale max. 8e-)
werden nach dem 2s2s-Orbital ( max. 2e-)
die pp-Orbitale besetzt.
p-Orbitale sind hantelfö
hantelförmig
Es gibt drei: px, py, pz
mit der gleichen Energie.
Jedes enthä
enthält max. 2eAb 3. Schale: dd-Orbitaler, komplexere Form.
s, p, d Kü
Kürzel historisch, keine Bedeutung.
Energie der Orbitale
Verteilung der Elektronen auf die Orbitale: Zuerst immer die
energieä
energieärmsten Niveaus. Innerhalb einer Schale steigt die Energie:
s- < pp- < d-Orbital,
Orbital,
so dass die 4s4s-Orbitale noch vor den 3d3d-Orbitalen besetzt werden.
(siehe PSE: Nach K, Ca, Einfü
Einfügung der sog. Übergangsmetalle)
29
Besetzung der Energieniveaus
Pauli-Prinzip/Hundsche Regel
PauliPauli-Prinzip: Jedes Orbital hat max. 2 Elektronen, die den
gleichen Energiewert, aber entgegen gesetzten Drehsinn ↑↓ haben.
Regel von Hund: Orbitale gleicher Energie (z.B. px,py,pz) erst mit
einem Elektron besetzt ↑↑↑.
↑↑↑. Erst nachdem jedes dieser Orbitale
ein Elektron besitzt, erhä
erhält es ein zweites ↑↓ (Paarungsenergie)
Beispiele:
Phosphor 15P
Schwefel 16S
Abgeschlossene Schale
Edelgaskonfiguration
Entscheidend fü
für das chemische Verhalten der Elemente ist
die Anzahl an Valenzelektronen, d.h. e- der äußersten Schale
Voll besetzte abgeschlossene Schale energetisch gü
günstig.
Die Elemente, die eine abgeschlossene Schale besitzen
(18. Gruppe, He, Ne, Ar, etc.) gehen deshalb
keine chemischen Reaktionen mit anderen Atomen ein.
Da sie allesamt Gase sind, nennt man sie Edelgase.
Edelgase.
Eine Elektronenkonfiguration mit abgeschlossener Schale
nennt man Edelgaskonfiguration.
Die Atome der anderen Elemente kö
können ihre Energie
verringern durch Elektronenabgabe oder – aufnahme
in chemischer Reaktion.
30
Oktett-Regel
Als Oktett wird eine Elektronenkonfiguration bezeichnet,
in der die äußere Elektronenschale eines Atoms mit 8 Elektronen
besetzt ist. Edelgase besitzen diese Konfiguration (auß
(außer He=2).
Die sog. Edelgaskonfiguration ist energetisch besonders gü
günstig.
Edelgas:
Die Oktettregel besagt,
dass Atome oft Ionen oder
Molekü
Moleküle bilde, in denen sie
8 Valenzelektronen besitzen,
und so die stabile EdelgasEdelgaskonfiguration erreichen.
1s2
-eNa
1s2 2s2 2p6 3s1
F
+e-
1s2 2s2 2p5
Ne
2s2 2p6
Na+
1s2 2s2 2p6
F1s2 2s2 2p6
Weitere Beispiele zur Elektronenkonfiguration
Kalium (19K, Alkali) gibt 1 e- ab, wird zum K+-Ion,
Ion,
das die gleiche Elektronenkonfiguration hat wie Argon 18Ar.
Natü
Natürlich verhä
verhält es sich chemisch und physikalisch trotzdem
vollkommen anders (andere Protonenzahl).
Die gleiche Elektronenkonfiguration erhä
erhält Chlor (17Cl, Halogen),
wenn es ein e- aufnimmt und zum Cl- (Chlorid(Chlorid-Ion) wird.
Ähnliches geschieht, wenn Calcium (20Ca, Erdalkali)
zwei e- abgibt und zum Ca2+ wird, bzw. 16S + 2 e- → S2-:
⇒ gleiche Elektronenkonfiguration wie 18Ar
Durch die Elektronenaufnahme bzw. –abgabe erreichen
die Teilchen eine energetisch gü
günstige, abgeschlossene
Schale (Edelgaskonfiguration).
31
2.3 Chemische Bindung + Molekülbau
2.3.1 Bindungstypen
Wenn Atome chemische Verbindungen eingehen, dann
ändern sich ihre chemischen und physikalischen Eigenschaften.
Beispiel:
Chlor
Kochsalz (NaCl)
Natrium
+
Arten der chemischen Bindung:
NichtmetallMetall mit NichtNichtmetallNicht- Metall mit
Nichtmetall
metall (oft)
Metall
Atombindung Ionenbindung
Moleküle
z. B. H2O
Salze
z.B. Na+Cl-
Metallbindung
Koordinative
Bindung
Metalle (Legierung) Metallkomplexe
z. B. Bronze
Metallbindung
In Metallen ordnen sich die Atome regelmäß
ig an. Die Atomkerne
regelmäßig
nehmen einen festen Platz ein. Die Valenzelektronen bewegen
sich frei zwischen den Atomrü
Atomrümpfen (⇒
(⇒ "Elektronengas")
Dadurch erhalten Metalle
ihre hohe elektrische und
thermische Leitfä
Leitfähigkeit.
Metallbindung besteht zwischen
den Atomen eines reinen Metalls,
oder in einer Mischung von zwei
oder mehr Metallen (Legierung).
Wichtige Legierungen: Bronze = Kupfer/Zinn; Messing= Kupfer/Zink
Rotgold=Gold/Kupfer;
Rotgold=Gold/Kupfer; Weiß
Weißgold=Augold=Au-Ag/Ni/Pd
Amalgam: meist Quecksilber/Silber
Quecksilber/Silber
32
Ionenbindung
Ionisierung
Wenn Atome Elektronen aufnehmen oder abgeben, entstehen Ionen:
Kationen sind Ionen mit positiver Ladung,
- e- Na+
Na
sie haben also Auß
Außenelektronen abgegeben.
Anionen nehmen im Gegenzug Elektronen
in ihre äußerste Schale auf
F + e Fund sind negativ geladen.
Kernladungszahl ändert sich nicht. Masse ändert sich nicht wesentlich.
Ob ein Atom dazu neigt, ein Elektron abzugeben oder aufzunehmen,
hängt mit der damit verbundenen Änderung seiner Energie zusammen:
Es strebt immer den niedrigsten Energiezustand an.
Die Ionisierungsenergie
Die Ionisierungsenergie I
ist nö
nötig, um einem Atom
ein Elektron zu entreiß
entreißen.
⇒ Kation
(Einheit: eV = 1,6·
1,6·10-19 J)
Element 2s
Li
Be
B
2p
Ionisierungsenergie
Innerhalb einer Periode nimmt die Kernladungszahl zu, Elektronen sind stärker gebunden. Ionisierungsenergie nimmt zu.
Energetisch günstig sind
volle und halbvolle Schalen.
Innerhalb einer Gruppe,
Gruppe, bzw.
von Periode zu Periode,
Periode,
äußere Elektronen stä
stärker durch
innere Elektronen gegen
Kernladung abgeschirmt.
I-Energie nimmt ab.
ab.
C
N
O
F
Ne
33
Die Elektronenaffinität
Die Elektronenaffinitä
Elektronenaffinität ist das Gegenstü
Gegenstück zur Ionisierungsenergie.
Ionisierungsenergie.
Die Energiedifferenz zwischen dem Grundzustand eines neutralen Atoms
und dem dazu zugehö
zugehörigen Anion ist die Elektronenaffinitä
Elektronenaffinität (EA in eV).
eV).
Sie ist also ein Maß
Maß dafü
dafür, welche Energie benö
benötigt wird, um aus einem
neutralen Atom ein negativ geladenes Ion (Anion) zu schaffen.
Elektronenaffinitä
Elektronenaffinitäten (eV
(eV))
Positive Werte:
Energie mü
müsste aufgewendet
werden ⇒ keine ElektronenElektronenaufnahme möglich.
Negative EAEA-Werte:
Energie wird frei.
Halogene und Chalkogene
haben groß
große ElektronenElektronenaffinitä
affinitäten.
ten.
Die Elektronegativität (EN)
Die individuelle Anziehungskraft der Atome eines Elementes auf die
die
Bindungselektronen in einer (Atom)Bindung
heiß
ß
t
Elektronegativitä
Atom
hei Elektronegativität (EN)
I
II
III
IV
V
VI
VII
H
1
2,20
VIII
He
2
Li
Be
0,97 1,47
B
C
N
O
F
2,01 2,50 3,07 3,50 4,10
Ne
3
Na
Mg
1,01 1,23
Al
Si
P
S
Cl
1,47 1,74 2,06 2,44 2,83
Ar
4
K
Ca
0,91 1,04
Ga
Ge
As
Se
Br
1,82 2,02 2,20 2,48 2,74
Kr
5
Rb
Sr
0,89 0,99
In
Sn
Sb
Te
I
1,49 1,72 1,82 2,01 2,21
Xe
Die EN nimmt im PSE
von links unten nach
rechts oben zu.
AlkaliAlkali- (Gr.1) und ErdErdalkalimetalle (Gr.2)
elektropositiv. ⇒
Ionenbindungen zu
Halogenen (Gr. 17) und
Chalkogenen (Gr. 16)
wichtig:
Hal > O >> C > H
Je größ
er ENgrößer
EN-Differenz desto polarer die Bindung; ∆EN>1,5 ⇒ ionisch
34
Ionenradien
Atome ändern bei Elektronenabgabe bzw. -aufnahme ihre Radien,
so dass man zwischen AtomAtom- und Ionenradien unterscheiden muss.
Durch Elektronenabgabe (⇒
(⇒ Kation) verringert sich der Radius,
da die Kernladung die restlichen Elektronen stä
stärker anzieht.
Bei Elektronaufnahme (⇒
er,
(⇒ Anionenbildung) wird der Radius größ
größer,
da durch die zusä
zusätzliche negative Ladung die Schale aufgeweitet wird.
Beispiele:
Salze, Ionengitter
Salze sind Feststoffe, die aus Ionen bestehen (Ionenbindung).
Kationen (+) und Anionen ((-) ziehen sich durch elektrostatische
Krä
Kräfte an. Dadurch entsteht ein Ionengitter,
Ionengitter, in dem die Ionen in
regelmäß
iger Reihefolge angeordnet sind.
regelmäßiger
Solche Ionenkristalle haben sehr hohe Schmelzpunkte.
Beispiel: NaCl-Kristall (Ausschnitt)
jedes Ion ist oktaedrisch von
sechs Gegenionen umgeben
Mit Berücksichtigung
der Ionenradien
35
Chemische Formeln für Salze
Salzkristalle zeigen nach auß
außen elektrische Neutralitä
Neutralität.
Das Kristallgitter ist nicht aus gleichartigen, abgegrenzten Molek
ülen
Molekü
aufgebaut, sondern es handelt sich um eine Endlosstruktur.
Endlosstruktur.
Ihre Zusammensetzung wird durch die chemische Formel beschrieben,
beschrieben,
als ein bestimmtes Zahlenverhä
Zahlenverhältnis von Kationen und Anionen.
Anionen.
Da die Kationen und Anionen einen unterschiedlichen Ladungsbetrag
Ladungsbetrag
tragen kö
können, muss auch ihr Verhä
Verhältnis nicht 1:1 sein.
Allgemeine Zusammensetzung:
{mA
n+
}
+ nB m − = Am Bn ←Summenformel
m bzw. n = 1 wird weggelassen
Elemente
in Verbindung
Beispiele:
Na
Ionen im Salz
so kombiniekombinie- K
ren,
ren, dass sich Ca
die Ladungen Ba
aufheben.
Al
Al
Ionen mit
Elektronenoktett
Formel
Br
Na+
Br-
NaBr
S
K+
S2-
K2S
O
Ca2+
O2-
CaO
Cl
Ba2+
Cl-
BaCl2
F
Al3+
F-
AlF3
O
Al3+
O2-
Al2O3
Name
des Salzes
{Na+Br-} Natriumbromid
{2K+S2-} Kaliumsulfid
{Ca2+O2-} Calciumoxid
{Ba2+2Cl-} Bariumchlorid
{Al3+3F-} Aluminiumfluorid
{2Al3+3O2-}Aluminiumoxid
Atombindung
= kovalente Bindung
Atome mit kleiner ENEN-Differenz bilden gemeinsames Elektronenpaar
aufgrund der ähnlich starken Anziehungskrä
Anziehungskräfte auf die Elektronen.
Elektronenhü
Elektronenhüllen zweier Atome überlappen ⇒
Atombindung = kovalente Bindung.
Bindung. ⇒ Molekü
Moleküle
+
+
H-Atome
+
+
H2-Molekü
Molekül
Beispiele:
Beispiele: Verbindung
+
Summenformel
Strukturformel
Wasserstoff
H2
H:H
Fluorwasserstoff
HF
Wasser
H2O
H-F : H-F
O ::
O
H H H H
H-H
: :
: :
+
Valenzelektronen, die nicht fü
für bindende Elektronenpaare gebraucht
werden, bilden freie Elektronenpaare.
Elektronenpaare.
Atome folgen der Oktettregel,
Oktettregel, sie fü
füllen ihre Valenzschale mit 8 Elektr.
Elektr.
36
Bindungscharakter
Die vorgestellt Bindungsarten nur Extremmodelle.
Bindungscharakter verä
verändert sich zwischen verschienen
Elementen im Periodensystem kontinuierlich:
Beispiele:
Verbindungen des Chlors mit Elementen der 3. Periode:
Atombindung
Ionenbindung
Verbindungen des Natriums mit Elementen der 3. Periode:
Metallbindung
Ionenbindung
Elemente der 3. Periode
Metallbindung
Atombindung
2.3.2 Chemische Verbindungen
Moleküle, Molekularmasse
Atome, zwischen denen kovalente Bindungen vorliegen ⇒ Molekü
Moleküle.
le.
Dabei kö
können die Atome gleichartig oder verschieden sein.
Alle gasfö
gasförmigen Elemente* liegen als zweizwei-atomige Molekü
Moleküle vor.
H H
N N
O O
F F Cl Cl
*auß
*außer Edelgase
Die Nichtmetalle Brom (flü
(flüssig) und Jod (fest) auch: Br Br
I I
Die Molekularmasse (Molmasse) berechnet sich durch
einfache Addition der Atommassen der beteiligten Bindungspartner.
Bindungspartner.
Beispiele: Molekül
Atommassen [g/mol]
Molekularmasse [g/mol]
HCl
H=1,00 Cl=35,45
1,00 + 35,45 = 36,45
CH4
H=1,00 C=12,01
12,01 + (4·1,00)=16,01
H2SO4
S=32,07 O=16,00
(2·1)+32,07+(4·16)=98,07
37
Stöchiometrische (Bindungs-)wertigkeit
Die stö
stöchiometrische oder Bindungswertigkeit eines Elements
ist die Anzahl an Wasserstoffatomen, die ein Atom eines
Elementes an sich binden kann oder zu ersetzen vermag.
Sie hä
hängt von der Anzahl an Valenzelektronen ab.
Regeln: • H hat stets die Wertigkeit 1
• Alkalimetalle (1. Gruppe) haben stets die Wertigkeit 1
• Erdalkalimetalle (2. Gruppe) haben stets die Wertigkeit 2
• Elemente der 3.Gruppe haben die Wertigkeit 3
• Halogene (17. Gruppe, F, Cl, Br, I) sind einwertig
• O ist fast immer zweiwertig
• Andere Elemente kö
können in verschiedenen WertigWertigkeiten vorkommen
• Das Produkt aus Indexzahl und Wertigkeit ist in binä
binären
Verbindungen gleich (siehe letztes Beispiel)
Beispiele:
Beispiele: H2O: Der zweiwertige Sauerstoff bindet zwei H
NaCl: Beide einwertig ⇒ Verbinden sich 1:1
MgCl2: Zweiwertiges Mg bindet 2 einwertige Cl
Al2O3: 2·
2·Alu (3(3-wertig): 2·3 = 6; 3·
3·O (2(2-wertig): 3·
3·2 = 6
Summenformel/Strukturformel
Einfach-/Doppel-/Dreifachbindung
Summenformel:
Summenformel: Wie viel Atome von welchem Element im Molekü
Molekül.
Detailiertere Beschreibung der molekulare Verhä
Verhältnisse mit der
Strukturformel:
Strukturformel: Wie sind die Atome im Molekü
Molekül verbunden?
Alle Valenzelektronen (Bindungselektronen, freie Elektronenpaare
werden eingezeichnet, daher auch Valenzstrichformel oder
nach dem Erfinder LEWISLEWIS-Formel
SchwefelSchwefelAmmoniak
H
N
H
wasserstoff S H
Weitere Beispiele:
NH3
H2S
H
H
In manchen Verbindungen (besonders von C, N, und O) werden
DoppelDoppel- oder sogar Dreifachbindungen ausgebildet:
Beispiele: Sauerstoff O O
Stickstoff
N N
Kohlendioxid O C O
Kohlenmonoxid ?
Überprü
berprüfen Sie die Bindigkeit und die Oktettregel!
38
Chemische Modelle
Mesomerie
"Dies ist kein CarbonatCarbonat-Ion !"
Es ist das (grobe) Modell
eines CarbonatCarbonat-Ions.
Experimente zeigen:
Alle OO-Atome gleich negativ;
alle Bindungen gleich;
alle Winkel gleich.
Christopher Ingold (1933): Mesomerie =
Darstellung der Bindungsverhä
Bindungsverhältnisse
durch fiktive Grenzstrukturformeln.
Doppelbindungsregel
Elemente der zweiten Periode (C, N, O) bilden in Verbindungen
Doppelbindungen; die analogen Elemente der 3. Periode (und hö
höher)
in analogen Verbindungen dagegen bevorzugt Einfachbindungen.
Hauptgruppe:→ IV.
V.
VI.
2. Periode:
3. Periode:
39
2.3.3. Bindungstheorie
Hybridisierung/Einfach-/Doppelbindungen
Kohlenstoff wichtig fü
für organische Chemie; er bildet Atombindungen.
C-Atom hat 4 Elektronen in der äußersten Schale: 2s2 2p2
mit 1 Elektronenpaar und 2 Einzelelektronen sind 2 Bindungen mö
mögl.
Aber: Kohlenstoff ist 44-bindig! Bsp.: CH4 ?!
Erklä
Erklärung: Die Valenzelektronen reorganisieren sich so,
dass 4 Elektronen fü
für Bindungen zur Verfü
Verfügung stehen.
Dazu verbinden sich das eine s-Orbital und die drei pp-Orbitale zu
vier sp3-Hybridorbitalen gleicher Energie.
Die Hybridisierung ist keine physikalische Notwendigkeit -,
sondern ein Modell zur Erklä
Erklärung experimenteller Beobachtungen!
sp3-Hybrid-Orbitale
Die elektronische Verteilung der einzelnen HybridHybrid-Orbitale:
+
p
s
Hybridorbital
Die 4 sp3 -Hybridorbitale
ordnen sich im Raum so an,
dass sie mö
möglichst weit vonvoneinander entfernt sind:
tetraedrisch
40
Einfachbindung
Wenn zwei Wasserstoffatome eine Bindung eingehen,
so bildet sich eine σ -Bindung (Einfachbindung)
σ-Bindungen haben ihre größ
te Elektronendichte zwischen
größte
den beteiligten Atomen; sie sind rotationssymmetrisch
Einfachbindungen in
Kohlenwasserstoffen
C-H-Bindungen und CC-C-Einfachbindungen sind σ-Bindungen.
Vier σ-Bindungen ⇒ Oktettregel erfü
erfüllt.
Beispiel:
Methan
4 CC-Hσ-Bindungen
Beispiel:
Ethan
3 CC-H1 CC-Cσ-Bindung
σ-Bindungen sind frei drehbar
41
sp2-Hybridisierung
am Beispiel Bor
Hybridisierung:
Bor (Grundzustand):
1s2 2s2 2p1
E
E
2p
2sp2
2s
Die beiden ss-Elektronen
und das pp-Elektron
werden hybridisiert
zu drei energetisch
gleichwertigen
sp2-Elektronen.
1s
1s
Die drei HybridHybridorbitale ordnen
sich im Raum
trigonaltrigonal-planar an.
F
F Bortrifluorid (BF3)
erfü
erfüllt nicht die
B
Oktettregel.
Elektronenlücke
F ⇒ Elektronenlü
⇒ LewisLewis-Säure
sp2-Hybridisierung des Kohlenstoff
E
Das 2s2s-Orbital und zwei der 2p2p-Orbitale
überlagern sich zu 3 sp2-Hybridorbitalen.
Das dritte p-Orbital bleibt unbetroffen.
Kohlenstoff
2p
2sp2
Im Ethen bilden die drei sp2-HybridHybridElektronen σ-Bindungen zu den
zwei HH-Atomen und zum jeweils anderen
C-Atom (trigonal
(trigonal--planar).
planar).
1s
Bindungsverhä
Bindungsverhältnisse in Ethen (C2H4)
H
H
C
H
H
C
C
H
H
C
Die jeweils vierten Elektronen
befinden sich in pp-Orbitalen
(hantelfö
ö
rmig),
die
oberhalb
(hantelf
und unterhalb der Ebene
H
überlappen und eine sog.
π-Bindung ausbilden.
C-C-σH Zusammen mit der CBindung ergibt sich eine sog.
Doppelbindung.
Doppelbindung.
42
sp-Hybridisierung
Analog zur sp3- und sp2-, gibt es auch spsp-Hybridisierung.
Hybridisierung.
Welches Element bildet mittels spsp-Hybridorbitalen
nur zwei σ-Bindungen und wie sind sie rä
räumlich angeordnet?
Beryllium (2. Gruppe) kann 2 spsp-Hybridorbitale bilden,
die 2 σ-Bindungen ausbilden (linear, 180°
180°) z. B.: HH-BeBe-H
Bindungsverhältnisse im Ethin H
C
C H
H
C
C
H
Polare Atombindung
Unterscheiden sich die EN der Bindungspartner eines Molekü
Moleküls,
bildet sich eine polarisierte Atombindung aus.
Hierbei wird das gemeinsame Elektronenpaar stä
stärker von dem
elektronegativeren Atom angezogen.
Es bilden sich Teilladungen, und ein permanenter Dipol.
δ+ δ-
H Cl
H Cl
EN: 2,2 2,8
Dipolmoment
_
δ+
Wassermolekü
Wassermolekül: polar,gewinkelt
⇒ Dipol
O
EN (H): 2,2
δO
H H
δ+
δ+
C
δ+
O
EN (O): 3,5
δ-
Kohlendioxid: etwas polar,
aber symmetrisch ⇒ kein Dipol
43
Spaltung von Atombindungen
Chemische Bindungen kö
können durch den Einfluss von Energie
(Wä
(Wärme, Strahlung, etc.) gespalten werden.
Häufig reagieren die Spaltprodukte danach weiter.
Man unterscheidet:
Homolyse:
Homolyse: Spaltung einer unpolaren Atombindung in zwei Radikale:
Radikale sind Atome oder Molekü
Moleküle, die ein freies (ungepaartes)
Elektron besitzen. Sie sind äußerst reaktiv und kurzlebig.
Licht
Startreaktion fü
für ChlorChlorBeispiel: Cl Cl
Cl + Cl knallgasknallgas-Reaktion
Heterolyse:
Heterolyse: Spaltung einer polaren Atombindung in Kation + Anion :
H
O
H
Cl
H
δδ+
+
Ein Proton H wird übertragen
H O⊕ H
H
+ Cl
2.3.4 Wechselwirkungskräfte
zwischen Molekülen
Zwischen Molekü
Molekülen kö
können anziehende Wechselwirkungskrä
Wechselwirkungskräfte
unterschiedlicher Stä
Stärke herrschen, die man nach ihrem Ursprung
unterteilt in:
• WasserstoffWasserstoff-Brü
Brückencken-Bindungen: ≈ 10kJ/mol
• DipolDipol-DipolDipol-Wechselwirkungen: ≈ 5kJ/mol
• Van der WaalsWaals-Krä
Kräfte:
fte: Schwache Krä
Kräfte ≈ 1kJ/mol,
1kJ/mol, alle Molekü
Moleküle
44
Wasserstoffbrücken-Bindungen
Besonders starke Dipole bilden sich bei Molekü
Molekülen aus,
in denen Wasserstoff an die Elemente N, O und F gebunden ist.
Das positiv polarisierte Wasserstoffatom tritt in Wechselwirkung
mit einem freien Elektronenpaar eines Nachbarmolekü
Nachbarmoleküls.
Dieser Bindungstyp wird Wasserstoffbrü
Wasserstoffbrückencken-Bindung genannt
und ist von enormer Bedeutung fü
für Struktur und Funktion
von Biopolymeren wie DNA, Proteine und Polysaccharide.
Polysaccharide.
Molekül
Molmasse
Siedepunkt
CH4
16 g/mol
-161 °C
NH3
17 g/mol
-33 °C
H2O
18 g/mol
100 °C
Durch die HH-Brü
Brückenbindungen
steigt der Siedepunkt.
Dipol-Dipol-Wechselwirkungen
Molekü
Moleküle mit asymmetrisch angeordneten polaren Bindungen
bilden einen permanenten Dipol (z. B. H2O, HCl, HF).
Zwischen Dipolen herrschen anziehende Wechselwirkungskrä
Wechselwirkungskräfte:
fte:
Die Atomgruppen mit positiver Teilladung ziehen die negativen
Teilladungen der Nachbarmolekü
Nachbarmoleküle an und umgekehrt.
Eine polare Atomgruppe ohne Wasserstoff
δist z. B. die Carbonylgruppe (org. Chem.)
O
H
δδ+
O H δ+H δ O δ+
C
δH
H δ+H δ
O
asym.
sym.
H
δ- H δ+H δ- O
kein
Dipol
δ
+
O
Dipol
H
δ
H δ+H O
O
H δ+H
Schmelzpunkt
17 °C
-76 °C
Siedepunkt
44 °C
-10 °C
DipolDipol-DipolDipol-Krä
Kräfte erhö
erhöhen Siedepunkt
45
Van-der-Waals-Kräfte
Weichen die Elektronen kurzzeitig
von ihrer Normallage ab, induzieren
sie ein momentanes Dipolmoment
⇒ Schwache elektrostatische Ww.
(VanVan-derder-WaalsWaals-Kraft)
Kraft)
Es sind also sekundä
sekundäre Bindungskrä
Bindungskräfte
zwischen unpolaren Teilchen durch
zufä
zufällige unsymmetrische Ladungsverteilung
Die VanVan-derder-WaalsWaals-Kraft zwischen Molekü
Molekülen steigt mit ihrer Oberflä
Oberfläche
Beispiel:
n-Pentan
alter Name: Pentan
2-Methylbutan
2,2-Dimethylpropan
alter Name: Isopentan alter Name: Neopentan
Siedepunkt: 36°C
Siedepunkt: 28°C
Siedepunkt: 9,4°C
physikalisch
chemisch
Bindungsarten/Wechselwirkungen
Zusammenfassung
Bindungstyp
positiv geladen
Bind.energie (kJ/mol)
negativ geladen
Ionenbindung
Kationen
Gitterenthalpie ≈1000
Anionen
Metallbindung
Kationen („Atomrümpfe“)
frei bewegl. Elektronen („Elektronengas“)
Atombindung
≈ 300 pro
Einfachbdg.
Atomkerne
Elektronenhülle
Wasserstoffbrücken- durch Bindung an O, N, F
bindung ≈ 20 kJ/mol positiv polarisiertes H
O, N, F mit nichtbind.
Elektronenpaar
Dipol-Dipol-Wechsel- permanent positiv polarisier- permanent negativ
wirkung ≈ 5 kJ/mol
tes Atom eines Moleküls
polarisiertes Atom
Van-der-WaalsBindung ≈ 1 kJ/mol
kurzzeitig positiv polarisiertes Atom eines Moleküls
kurzz. negativ polaris.
Atom eines Moleküls
46
2.3.5 polare/unpolare Lösungsmittel
hydrophil/lipophil
In der Praxis laufen chemische Reaktion hä
häufig in Lö
Lösung ab,
so dass fü
für die jeweiligen Verbindungen ein geeignetes Lö
Lösungsmittel
gefunden werden muss.
Anzahl, Stä
Stärke und Anordnung der polaren Bindungen im Molekü
Molekül
entscheidet über die Polaritä
Polarität des Lö
Lösungsmittels:
Man bezeichnet polare Stoffe
oder Atomgruppen, die sich
gut in Wasser lö
lösen auch als
wasserwasser-liebend = hydrophil
Fette sind unpolar und nicht
wasserlö
wasserlöslich ⇒ unpolare
Stoffe nennt man auch
fettfett-liebend = lipophil
"Gleiches lö
löst sich in Gleichem"
Unpolare Verbindungen (z. B. Fette, Öle) lö
lösen sich in unpolaren
Lösungsmitteln (halogenierte Kohlenwasserstoffe z. B. Chloroform).
Polare Stoffe (z. B.) Salze lö
lösen sich in polaren LöMi (z. B. Wasser)
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