4 Chemische Gleichungen

4. Chemische Gleichungen
4
Chemische Gleichungen .................................................................................3
4.1
Erhaltung von Masse, Teilchen, Teilchenart, Ladung.............................3
4.1.1
Anzahl der Atome .............................................................................3
4.1.2
Ladung ..............................................................................................3
4.1.3
Masse ................................................................................................4
4.2
Redox-Formalismus.................................................................................4
4.3
Oxidationsstufe ........................................................................................5
4.4
Aufstellen einer Gleichung ......................................................................6
4.4.1
Ausgangsstoffe, Produkte: ................................................................6
4.4.2
Prüfen: Ist der Vorgang ein Redox-Vorgang? ..................................6
4.4.3
Vervollständigung: Ausgangsstoffe, Produkte .................................7
4.4.4
Zerlegen in Teilgleichungen .............................................................7
4.4.5
Kleinstes gemeinsames Vielfaches suchen.......................................7
4.4.6
Teilgleichungen addieren und bereinigen.........................................7
4.4.7
Ergebnisgleichung kontrollieren.......................................................7
4.5
Stöchiometrisches Rechnen .....................................................................8
4.6
Reaktionstypen.........................................................................................8
4.6.1
Redox-Konproportionierung.............................................................8
4.6.2
Redox-Disproportionierung ..............................................................9
4.6.3
Kondensations-Reaktionen .............................................................10
4.7
Isomerie..................................................................................................11
4.7.1
Konstitutions-Isomerie....................................................................11
1
4. Chemische Gleichungen
4.7.2
Stereoisomerie.................................................................................11
4.8
Konzentrationsmaße ..............................................................................16
4.9
Index ......................................................................................................17
2
4. Chemische Gleichungen
4 Chemische Gleichungen
Das Aufstellen chemischer Gleichungen ist eine Buchhalter-Tätigkeit und kann für
jemanden, der eins und eins zusammenzählen kann, keine Schwierigkeit darstellen.
Dennoch wird es meist als schwierig empfunden. Das kann nur daran liegen, dass befürchtet
wird, es stünde etwas Geheimnisvolles und Schreckliches hinter dieser Buchhaltertätigkeit.
Das ist nicht der Fall! Schrecklich langweilig mag die Buchhaltertätigkeit schon sein, aber
geheimnisvoll ist nichts daran!
In diesem Kapitel werden ein paar Buchhalter-Regeln angegeben. Die Übung im Buchhalten
muss jeder selbst erwerben. Jeder chemische Text, der ausgearbeitete Gleichungen enthält, ist
für diese Übung geeignet.
Die Übung selbst besteht in Folgendem:
Man notiert die Ausgangsstoffe (Edukte) mit ihren Formeln und man notiert die Endstoffe
(Produkte) mit ihren jeweiligen Formeln. Die Koeffizienten, die in den Gleichungen
angegeben sind, notiert man nicht! Man ermittelt sie durch Anwendung der BuchhalterRegeln.
Wie bei jeder Buchhalter-Tätigkeit ist die Voraussetzung für den Erfolg, d.h. für ein richtiges
Resultat, die ordentliche Form der „Buchführung“. Das ist im übrigen auch beim
Umformen mathematischer Gleichungen und Bezüge so, und es lohnt sich, sich rechtzeitig und wenn es nur für Tätigkeiten solcher Art ist - an das ordentliche Aufschreiben und
Buchführen zu gewöhnen!
4.1 Erhaltung von Masse, Teilchen, Teilchenart, Ladung
4.1.1 Anzahl der Atome
Bei einer chemischen Reaktion bleibt die Anzahl der Atome, die an der Reaktion
teilnehmen, erhalten. Bei einer chemischen Reaktion können keine Atome verschwinden
oder entstehen und für jede Atomart muss daher die Anzahl der Atome dieser Art auf beiden
Seiten der Gleichung übereinstimmen.
4.1.2 Ladung
Bei einer chemischen Reaktion bleibt die Gesamtladung des Systems erhalten. Bei einer
chemischen Reaktion können Elementarteilchen wie Elektronen weder entstehen noch
verschwinden!
3
4. Chemische Gleichungen
4.1.3 Masse
Bei einer chemischen Reaktion bleibt die Masse des Systems (praktisch) erhalten. Zwar
wird bei chemischen Reaktionen meist Energie umgesetzt, das heißt sie wird frei (dann ist die
Enthalpiedifferenz ∆H negativ, ∆H < 0), oder wird verbraucht (dann ist die
Enthalpiedifferenz ∆H positiv, ∆H > 0), und es gilt immer die Einstein’sche Beziehung
E = mc2. Der Energieumsatz ist aber so klein, dass der Massenverlust oder Massengewinn
nicht messbar ist.
Beispiel:
Man weiß, dass aus Distickstoff und Diwassertoff Ammoniak hergestellt wird.
Die Gleichung, die diesen Vorgang beschreibt, muss also wenigstens enthalten:
Linke Seite: H2, N2;
Rechte Seite: NH3.
Man kann also schreiben:
x H2 + y N2 → z NH3
Um x, y und z zu ermitteln, muss man die Koeffizienten so bestimmen, dass die Anzahl der
Atome jeder Art auf der linken und auf der rechten Seite gleich ist. Das kleinste gemeinsame
Vielfache von 2 (H2, links) und 3 (NH3, rechts) ist 6. Man braucht also 3 H2 auf der linken
Seite um 2 NH3 entstehen zu lassen. Damit ist x = 3 und z = 2 bestimmt.
3 H2 + y N2 → 2 NH3
Für y ergibt sich damit y = 1, womit die Gleichung „ausgeglichen“, d.h. richtig ist.
3 H2 + 1 N2 → 2 NH3
4.2 Redox-Formalismus
Bei vielen Reaktionen werden von einem Reaktionspartner auf den anderen Elektronen
übertragen.
Beispiel:
Zn(s) + 2 H+(aq) → Zn2+(aq) + H2(g)
Die Gleichung ist bereits ausgeglichen oder, wie man sagt, „stöchiometrisch“ richtig. Als
Stöchiometrie bezeichnet man die „Lehre“ von den Verhältnissen, in denen Atomarten zu
Verbindungen zusammentreten.
Die Suffixe geben die Phase an, in der jede Komponente jeweils vorliegt (s.v.).
Bei dieser Reaktion geht metallisches Zink aus der Oxidationsstufe 0 in die Oxidationsstufe II
über. Wasserstoff geht aus der Oxidationsstufe I in die Oxidationsstufe 0 über.
4
4. Chemische Gleichungen
Die Buchhaltung bei solchen „Redoxgleichungen“ wird sehr erleichtert, wenn man sie in
„Redoxteilgleichungen“ zerlegt, in denen man als Reaktionspartner jeweils das Elektron
formuliert, auch wenn es bei der Gesamtreaktion nicht frei auftritt, sondern nur zwischen den
Reaktionspartnern übertragen wird.
Die Teilgleichungen sind dann:
Teilgleichung I)
Zn → Zn2+ + 2 e-
Teilgleichung II)
2 e- + 2 H+ → H2
Summe I + II)
Zn+ 2 H+ → Zn 2+ + H2
Definitionen:
Oxidation = Abgabe von Elektronen
Reduktion = Aufnahme von Elektronen
Ein Stoff der oxidiert wird, gibt Elektronen ab
Ein Stoff der reduziert wird, nimmt Elektronen auf
Reduktionsmittel: Ein Stoff, der Elektronen abgeben kann um andere Stoffe zu reduzieren
Oxidationsmittel: Ein Stoff, der Elektronen aufnehmen kann um andere Stoffe zu
oxidieren.
Wenigstens eine dieser Definitionen muss man auswendig lernen
Die Begriffe Oxidationsmittel/Reduktionsmittel machen jeweils nur in Bezug aufeinander
Sinn. Ein Stoff kann nur dann Reduktionsmittel genannt werden, wenn es einen anderen Stoff
gibt, der von ihm reduziert wird etc..
4.3 Oxidationsstufe
Während bei Metallen und Metallionen der Begriff der Oxidationsstufe ein direktes
Äquivalent zur Ladung des Metalls bzw. Metallions ist (Kapitel 3), kann die Oxidationsstufe
eines Elements in einer kovalenten Verbindung nur durch eine Definition festgelegt werden,
da ja in einer kovalenten Verbindung keine isolierten Ionen definierter Ladung auftreten.
Für eine solche Festlegung hat man folgende Vereinbarungen getroffen:
Die Oxidationsstufe bezeichnet die Ladung, die ein Atom hätte, wenn die Verbindung
aus Ionen aufgebaut wäre. Elektronegative Partner werden dabei als der jeweils anionische
Teil gesehen, elektropositive als Kationen interpretiert.
Eine Konvention ist dabei, dass Sauerstoff in Verbindungen mit anderen Elementen (außer
Fluor, das noch elektronegativer ist als Sauerstoff) als O2- gerechnet wird und dass
Wasserstoff in allen Bindungen, in denen der Partner elektronegativer als Wasserstoff ist, als
H+ gerechnet wird.
5
4. Chemische Gleichungen
Mit diesen Festlegungen kann man den Elementen in einer Verbindung eindeutig
Oxidationsstufen zuweisen. Diese Oxidationsstufen haben keine auf physikalischen
Gesetzen beruhende Bedeutung.
Ihr Zweck ist es, die Buchhaltung beim Aufstellen chemischer Gleichungen zu
vereinfachen.
Größte positive Oxidationsstufe: sie entspricht der Anzahl von Valenzelektronen, die ein
Element maximal abgeben kann. Die Oxidationsstufe eines Elements muss daher ≤ der
Gruppennummer des Elements sein.
Größte negative Oxidationsstufe: sie entspricht der Anzahl von Elektronen, die ein Element
maximal in seine Valenzschale aufnehmen kann. Der Betrag der negativen Oxidationsstufe ist
daher auf ≤ (8 – Gruppennummer) beschränkt.
Das Arbeiten mit Oxidationsstufen erleichtert das Aufstellen chemischer Gleichungen.
Beispiele hierzu finden sich in großer Zahl im Lehrbuch.
4.4 Aufstellen einer Gleichung
Ein einziges Beispiel soll genügen.
4.4.1 Ausgangsstoffe, Produkte:
Metallisches Aluminium löst sich in einer wässrigen Lösung, die OH--Ionen enthält, auf.
Dabei bildet sich Tetrahydroxoaluminat(III).
Bekannt ist also:
Edukte: H2O, OH-, Al(s) Produkte: Al(OH)4-
4.4.2 Prüfen: Ist der Vorgang ein Redox-Vorgang?
Die Oxidationsstufen der beteiligten Partner sind:
Wasserstoff: 1 (gegenüber O)
Sauerstoff:
2 (gegenüber H und auch gegenüber Al)
Aluminium: 0 in Aluminium-Metall,
+3 in Tetrahydroxoaluminat: (4 ⋅ (-2) + 4 ⋅ (+1) + Oxidationsstufe(Al) = -1) !
Aluminium-Metall ist also oxidiert worden.
Wo etwas oxidiert wird, muss etwas reduziert werden!
Die Elektronen müssen von irgend etwas aufgenommen werden! Welcher Bestandteil der
Edukte kann oxidieren? Nur der Wasserstoff, der in der Oxidationsstufe +1 vorliegt und durch
Reduktion in die Oxidationsstufe 0 übergeführt werden kann.
6
4. Chemische Gleichungen
4.4.3 Vervollständigung: Ausgangsstoffe, Produkte
Aus der Analyse folgt, dass die Angaben über die beteiligten Stoffe ergänzt werden müssen:
Diwasserstoff muss eines der Produkte sein!
Damit ist bekannt:
Edukte: H2O, OH-, Al(s) Produkte: Al(OH)4-, H2
Die Gesamtgleichung für den Redoxvorgang der Auflösung von Aluminium in einer
wässrigen Lösung, die OH- - Ionen enthält, kann in zwei Redox-Teilgleichungen zerlegt
werde. Die eine beschreibt die Oxidation von Aluminium. Die andere beschreibt die
Reduktion des in den Ausgangsvberbindungen in der Oxidationsstufe +1 enthaltenen
Wasserstoffs zu Diwasserstoff.
4.4.4 Zerlegen in Teilgleichungen
Teilgleichung I)
Al0 + 4 OH- → Al+3(OH)4- + 3 e-
Teilgleichung II)
(H+1)2O-2 + e- → (O-2H+1)- + ½ (H0)2
Buchhaltung
Die hochgestellten Zahlen
entsprechen den jeweiligen
Oxidationsstufen. Von
Hand kann man das
leichter schreiben und man
sollte diese Zahlen bei
einer Redoxgleichung
immer dazuschreiben.
4.4.5 Kleinstes gemeinsames Vielfaches suchen
Elektronenbilanz: Die Anzahl der Elektronen, die in Teilgleichung I) freigesetzt werden
(Oxidation von Al) muss durch die zweite Teilreaktion (Reduktion von H+) aufgebraucht
werden. Dazu muss die zweite Gleichung mit 3 multipliziert werden. Die Summe der beiden
Gleichungen I) + 3 ⋅ II) ergibt eine Gleichung, in der nun gleich viele Elektronen links und
rechts auftreten. Die Gleichung kann daher vereinfacht werden zu:
4.4.6 Teilgleichungen addieren und bereinigen
Ergebnisgleichung: Al + OH- + 3 H2O → Al(OH)4- + 3/2 H2
4.4.7 Ergebnisgleichung kontrollieren
Das ist ein unverzichtbarer Schritt, wie bei jeder Buchhaltung.
Die Kontrolle fängt man am besten bei den Ladungen an: Die Summe der nach außen
aufscheinenden Ladungen auf der linken Seite muss genau so groß sein, wie die
entsprechende Summe auf der rechten Seite! (Jeweils 1- in der Beispiel-Gleichung).
Anzahl der Atome der jeweiligen Art überprüfen. Sie muss links und rechts gleich sein. Am
besten markiert man jede Atomsorte mit einem eigenen Zeichen (Häkchen, Kreuz, Kreis etc.),
so, dass man einfach nachzählen kann.
7
4. Chemische Gleichungen
4.5 Stöchiometrisches Rechnen
Aus den richtig aufgestellten Reaktionsgleichungen kann, unter Verwendung der
Atommassen der jeweiligen Atomsorten, berechnet werden, in welchen Massenverhältnissen
die Partner in die Gleichung eingehen. Das ist trivial und wird hier nicht weiter ausgeführt.
Siehe Lehrbuch!
4.6 Reaktionstypen
Manche Arten von Reaktionsweisen treten so häufig auf und sind damit von so allgemeiner
Bedeutung, dass sie mit eigenen Begriffen bezeichnet werden.
4.6.1 Redox-Konproportionierung
Voraussetzung: Zwei Substanzen enthalten das gleiche Zentralelement, jedoch in
verschiedenen Oxidationsstufen. Wenn sie miteinander so reagieren, dass eine dritte Substanz
entsteht, in der das Zentralelement eine Oxidationsstufe aufweist, die zwischen den
Oxidationsstufen der Ausgangsstoffe liegt, dann nennt man eine solche Reaktionsweise eine
Redox-Konproportionierung.
Beispiel:
2 H2S + SO2 → 3/8 S8 + 2 H2O
Schwefelwasserstoff, Oxidationsstufe am Schwefel: -II
Schwefeldioxid, Oxidationsstufe am Schwefel: +IV
Elementarer Schwefel (S8), Oxidationsstufe: 0
Anmerkung:
1. Diese Reaktion wird verwendet, um Schwefelwasserstoff aus Erdgas zu entfernen. Sie
wird an „Bauxit“ (AlO(OH)) als Katalysator durchgeführt (Das ist der sogenannte
„Claus-Prozess“).
SO2 wird dabei zunächst aus H2S durch Verbrennung gewonnen:
2 H2S + 3 O2 → 2 SO2 + 2 H2
2. Die Struktur des elementaren Schwefels ist, in Einklang mit der Doppelbindungsregel,
anders als die des elementaren Sauerstoffs. In O2 liegen pπ-pπ-Wechselwirkungen vor, die
auch die Ursache dafür sind, dass Disauerstoff ein Diradikal ist (s.v. und Lehrbuch).
In Cyclooktaschwefel, S8, liegen S-S-Einfachbindungen
vor. Die Form des gewellten achtgliedrigen Rings nennt
man auch „Kronenform“. Die wesentliche Ursache für
diese gewellte Form ist, dass sich die je zwei freien
Elektronenpaare, die an jedem der benachbarten
Schwefelzentren vorhanden sind, auf diese Weise aus
dem Weg gehen.
8
4. Chemische Gleichungen
4.6.2 Redox-Disproportionierung
Voraussetzung: Ein Ausgangsstoff, in dem das Zentralelement eine bestimmte
Oxidationsstufe aufweist, setzt sich in einer Reaktion zu zwei Stoffen um, von denen der eine
eine höhere, der andere eine niedrigere Oxidationsstufe aufweist, als der Ausgangsstoff.
Beispiel:
Cl2 + 2 OH- → OCl- + Cl- + H2O
Dichlor, Oxidationsstufe: 0
Hypochlorit-Ion, Oxidationsstufe am Chlor: +I
Chlorid, Oxidationsstufe: -I
Anmerkung: Diese Reaktion ist von großer technischer Bedeutung. „Chlorkalk“,
Ca(OCl)Cl, wird durch Einleiten von Dichlor in „gelöschten Kalk“ , Ca(OH)2 , hergestellt.
Chlorkalk ist ein starkes Oxidationsmittel, das z.B. zur großflächigen Desinfektion (z.B.
Kloreiniger etc.) verwendet wird.
Die Reaktion stellt außerdem die erste Redoxdisproportionierung in einer Kette von
derartigen Reaktionen dar, bei denen höher oxidierte Chlor-Sauerstoff-Verbindungen
gewonnen werden.
z.B.
2 H+ + 3OCl- → ClO3- + 2 HCl
Definition/Konvention:
Um chemische Formeln allgemein schreiben zu können, wird die Definition: „einbindiger
Rest“, R, eingeführt.
Ein solcher einbindiger Rest ist
jedes
Atom
oder
jede
Atomgruppe
mit
einem
ungepaarten Elektron an einem
Zentrum.
Beispiele für einbindige Reste
zeigt das Diagramm.
Es entspricht der Konvention,
solche einbindigen Reste, die
Gruppierungen
beschreiben,
welche
leicht
Reaktionen
eingehen, mit dem Symbol X zu
bezeichnen. RX könnte also etwa
für CH3OH stehen (s.u.). Man nennt diese Reste X oft auch „funktionelle Gruppen“.
Methanol kann man also, je nach dem Zusammenhang, in dem man es beschreibt, durch die
konkrete Formel CH3OH, durch ROH oder auch durch CH3X oder RX bezeichnen.
9
4. Chemische Gleichungen
Diese Symbolik bedeutet nicht, dass die einbindigen Reste für sich existenzfähig wären.
Einbindige Reste sind „Radikale“, d.h. sie haben ein ungepaartes Elektron. Solche
Verbindungen sind in der Regel nicht stabil. Sie bilden mit anderen Radikalen Verbindungen,
in denen ihre ungepaarten Elektronen in Bindungen zwischen den Partnern eingebracht
werden: R + R → R-R.
4.6.3 Kondensations-Reaktionen
Als Kondensations-Reaktionen bezeichnet man Reaktionen, bei denen zwei
Reaktionspartner unter Austritt eines kleinen, stabilen Moleküls (z.B. H2O) zu einer
Verbindung zusammentreten.
Beispiel:
O3SOH- + HOSO3- → O3S-O-SO32- + H2O
O3SOH- = HOSO3- = HSO4-, Hydrogensulfat, entsteht aus Schwefelsäure durch
“Deprotonierung“.
O3S-O-SO32- = S2O72- = Disulfat = Pyrosulfat.
(Die Bezeichnung Pyrosulfat leitet sich davon ab, dass man Alkalisalze des Hydrogensulfats,
z.B. NaHSO4, erhitzen muss, um Pyrosulfat-Salze zu erhalten ( ΠΥΡ , PYR, Feuer), analog:
Pyrophosphat, P2O74-, dessen Natrium-Salz aus Na2HPO4 durch Erhitzen erhalten wird.
Phosphorsäure = H3PO4 = (HO)3PO).
Anmerkung: Der Reaktionstyp ist sehr häufig und technisch von großer Bedeutung. Damit
zwei Verbindungen R-OH, die Element-OH-Gruppen enthalten, unter Wasseraustritt
zusammentreten, bedarf es immer einer Lewis-Säure wie H+. H+ lagert sich zunächst an die
OH-Gruppe eines R-OH-Moleküls an und bereitet damit die Abspaltung von Wasser vor.
Die Säure wirkt als „Katalysator“, denn im Gesamtprozess wird kein H+ verbraucht.
Erster Schritt:
R-OH + H+ → [R-OH2+]
Zweiter Schritt:
[R-OH2+] + R-OH → R-O-R + H2O + H+
Summe:
R-OH + R-OH → R-O-R + H2O
Die eckige Klammer steht, um anzuzeigen, dass die Verbindung [R-OH2+] nur als
„Intermediat“ auftritt, das, sowie es gebildet worden ist, entweder wieder zu R-OH + H+
zerfällt, oder die Kondensationsreaktion mit einem zweiten R-OH-Molekül auslöst.
Durch „saure Katalyse“ entsteht so zum Beispiel aus Chromat, CrO42-, Dichromat,
Cr2O72- (Beachte: Die analogen Verbindungen von Schwefel (sechste Hauptgruppe) und
Chrom (sechste Nebengruppe) reagieren auch analog, Siehe oben!).
Aus Silikat entsteht SiO2, aus Ethanol, CH3-CH2-OH, entsteht Diethylether,
CH3-CH2-O-CH2-CH3, aus Molybdat(VI), MoO42- , entsteht MoO3 u.s.f..
10
4. Chemische Gleichungen
4.7 Isomerie
In einer chemischen Gleichung werden üblicherweise nicht die Strukturformeln der
Reagenzien angeschrieben, sondern nur „lineare“ Formeln. Da es aber Stoffe gleicher
Zusammensetzung mit räumlich verschiedenem Bau gibt – man nennt diese verschiedenen
Formen „Isomere“ -, die meist auch sehr verschieden reagieren, ist es wichtig, zu wissen , auf
welches Isomer sich die Gleichung bezieht.
Die verschiedenen Arten von Isomerie sind mit speziellen Namen belegt.
4.7.1 Konstitutions-Isomerie
Zwei Verbindungen haben die gleiche „Summenformel“ aber die Elemente sind in Ihnen auf
verschiedene Weise verknüpft. Konstitutions-Isomere lassen sich daher nur durch das
Brechen von Bindungen und das Knüpfen neuer Bindungen ineinander überführen.
Beispiel: HOCN „Cyansäure“, HCNO „Knallsäure“
Cyansäure ist vergleichsweise „harmlos“, Knallsäure und ihre Salze detonieren hochbrisant.
4.7.2 Stereoisomerie
Voraussetzung: In zwei Verbindungen gleicher Zusammensetzung haben alle Atome die
gleichen Bindungspartner, die Verbindungen unterscheiden sich jedoch in der
räumlichen Anordnung der Atome.
Wenn sich die verschiedenen räumlichen Bauformen eines Moleküls ohne den Bruch von
Bindungen ineinander überführen lassen – nämlich durch Rotation einzelner Gruppierungen
um Einfachbindungen – , dann nennt man diese Bauformen „Konformere“ und sagt: Die
Moleküle liegen in verschiedenen Konformationen vor.
Wenn sich dagegen die verschiedenen Formen einer Verbindung nur durch den Bruch von
Bindungen ineinander überführen lassen, dann sind diese verschiedenen Formen Isomere.
a) cis-trans-Isomerie
Wenn in einem quadratisch - planaren oder oktaedrischen Komplex, der wenigstens zwei
verschiedene Arten von Liganden enthält, zwei gleichartige Liganden im 90° – Winkel
zueinander stehen, bezeichnet man diese Anordnung als cis – Stellung.
Wenn die zwei gleichartigen Liganden einander diametral gegenüber stehen (180°) nennt man
sie trans – ständig.
11
4. Chemische Gleichungen
Beispiel: (NH3)2PtCl2
Die beiden Isomeren haben sehr
verschiedene Eigenschaften. Das cis –
Isomer, cis-Diammindichloroplatin(II), ist
eines der effizientesten Cytostatika, das
insbesondere bei Hodenkrebs zur völligen
Heilung führt. Im Mediziner-Jargon nennt
man die Verbindung „cis-Platin“.
Die
Verbindungen
werden
auf
verschiedene Weise hergestellt: Die cis Verbindung entsteht aus Tetrachloroplatinat(II) und Ammoniak. Die transVerbindung bildet sich aus dem
Tetramminplatin(II) – Ion und Chlorid.
Cis/trans, Z-/EBei planaren Molekülen mit einem starren Gerüst, z.B. Verbindungen mit einer
Doppelbindung, können Paare von Substituenten der gleichen Art auf der gleichen Seite (cis
oder Z (von zusammen)), oder auf zwei verschiedenen Seiten (trans oder E (von entfernt))
liegen.
Wegen der pπ-pπ-Wechselwirkung
zwischen den p-Orbitalen der trigonal
planar koordinierten KohlenstoffZentren, liegen die Substituenten in
einer Ebene mit den Kohlenstoffatomen. Eine Drehung um die
Doppelbindung ist nicht möglich.
In Verbindungen mit Einfachbindungen, die als σ-Bindungen rotationssymmetrisch sind,
z.B.ClH2C-CH2Cl, 1,2-Dichlorethan, ist Drehung um die C-C- Einfachbindung möglich.
Die verschiedenen Rotationsstellungen entsprechen verschiedenen Konformeren, die sich
leicht ineinander durch Drehung um die Einfachbindung umwandeln.
Die Bezeichnung 1,2-Dichlorethan unterscheidet das Molekül, das man meint, von
1,1-Dichlorethan, Cl2HC-CH3, in dem die beiden Chlorfunktionen an ein und demselben
Kohlenstoff gebunden sind.
1,2-Dichlorethan und 1,1-Dichlorethan sind Konstitutions-Isomere, die man in diesem Fall
auch als „Stellungsisomere“ bezeichnet.
12
4. Chemische Gleichungen
b) Meridional / Facial
Cis / trans – Isomerie kommt in gleicher Weise bei anderen Koordinationsgeometrien
zustande. Die Abbildung zeigt diese Art von Isomerie für das Oktaeder.
Cis / trans – Isomerie bezieht sich
auf die Stellung von zwei
Liganden relativ zueinander.
Die Position von drei gleichen
Liganden relativ zueinander wird
bei oktaedrischer Geometrie als
facial
bzw.
meridional
bezeichnet. Bei facialer Stellung
besetzen die Liganden eine
Oktaederfläche
(facies),
bei
meridionaler Stellung liegen sie
auf einem Meridian (Siehe
Diagramm).
c) Enantiomerie
Moleküle sind dreidimensionale Gebilde.
Nur bei linearen und ebenen Moleküle kann man die räumliche Lage der Atome mit einer
Zeichnung in der Ebene vollständig charakterisieren. Bei allen anderen Molekülen sind die
Formeln, die man angibt, immer nur Projektionen aus dem dreidimensionalen Raum in die
Zeichenebene.
Bei räumlichen Gebilden sind Bild und Spiegelbild nicht notwendig identisch.
Die linke Hand ist das Spiegelbild der rechten, und doch sind beide verschieden.
Wie verschieden sie sind, das merkt man, wenn man die linke Hand und dann die rechte Hand
seines Gegenüber mit der eigenen rechten Hand greift. (Man kann auch ebenso gut die eigene
linke Hand nehmen um die Hände des Partners zu greifen, den Unterschied wird man in
gleicher Weise feststellen).
Das Phänomen, dass Bild und Spiegelbild – so wie linke und rechte Hand – nicht
übereinstimmen, bezeichnet man als „Chiralität“ (χειρ, die Hand).
Chiralität tritt im täglichen Leben sehr häufig auf, wir sehen sie oft nicht, weil wir die
Gegenstände idealisieren: Kein Baum ist „achiral“, d.h. so symmetrisch gewachsen, dass er
mit dem Objekt übereinstimmte, das man erhielte, wenn man ihn Punkt für Punkt spiegelte.
Eine ideale Kugel, ein idealer Würfel oder ein idealer Zylinder sind achirale Objekte. Diese
Körper haben „hohe Symmetrie“ und es hängt mit dem Fehlen bestimmter
Symmetrieeigenschaften zusammen, dass viele räumliche Objekte chiral sind.
Zwei Objekte, die sich wie Bild und Spiegelbild zueinander verhalten und nicht in ihrem
räumlichen Bau übereinstimmen, nennt man „Enantiomere“.
Enantiomere haben solange die gleichen chemischen und physikalischen Eigenschaften,
solange man sie nicht mit einem anderen Stoff zusammenbringt, der selbst chiral ist. Ein
chiraler Stoff kann – so wie die rechte Hand die linke beim Greifen erkennt – die beiden
Enantiomeren unterscheiden.
13
4. Chemische Gleichungen
Drehung der Ebene des linear polarisierten Lichts
Eine einfache experimentelle Methode, um
festzustellen, ob eine Substanz chiral ist, besteht
darin, linear polarisiertes Licht durch sie
hindurchzuschicken und zu messen, ob die
Substanz die Polarisationsebene des Lichts
gedreht hat.
Linear polarisiertes Licht ist elektromagnetische
Strahlung, bei der der elektrische Feldvektor
nur in einer Ebene, der Polarisationsebne,
schwingt. (Siehe dazu Physik Vorlesung und
Bücher!)
Durch einen chiralen Stoff wird die Schwingungsebene des polarisierten Lichts gedreht. Das
kann man messen, weil das Licht nur in einer Ebene schwingt und weil diese Ebene
gegenüber der Ebene gedreht ist, in der das Licht vor dem Durchgang durch die Apparatur
geschwungen hat.
Diese Erscheinung bezeichnet man mit dem Begriff der „optischen Aktivität“ , die eine
chirale Substanz aufweist.
Bei einem Paar von enantiomeren Verbindungen dreht die eine die Polarisationsebene genau so
weit nacht rechts, wie sie die andere nach links dreht. Bezeichnungen wie „L-Aminosäuren“
stammen daher, dass diese – in der Natur vorkommenden - Aminosäuren, die Ebene des
polarisierten Lichts nach links drehen (L = Laevus, Links; D = Dexter, rechts).
Chirale Moleküle
Das einfachste reguläre Koordinationspolyeder, bei dem Chiralität auftreten kann, ist das
Tetraeder. Planare Moleküle sind notwendig achiral!
Da die tetraedrische Anordnung die Geometrie aller „gesättigten“ Kohlenstoff-Verbindungen
- d.h. solcher Verbindungen des Kohlenstoffs, in denen keine Mehrfachbindungen vom
Kohlenstoff ausgehen - charakterisiert, ist diese Art von Chiralität von besonderer Bedeutung
für die Stoffe, die das Lebendige ausmachen.
Die Abbildung zeigt, dass bei vier
verschiedenen Substituenten an
einem tetraedrisch koordinierten
Zentrum, Bild und Spiegelbild nicht
zur Deckung zu bringen sind.
Es gehört einige Übung dazu, die
zweidimensionalen
Projektion
chemischer
Formeln
ins
Dreidimensionale zu übersetzen
und sich klar zu machen, dass durch
keine Art von Drehung im Raum
das eine Enantiomer in das andere
übergeführt werden kann. Jedes der
14
4. Chemische Gleichungen
Enantiomeren ist durch seine ihm eigene chirale Konfiguration , d.h. die Art der räumlichen
Anordnung der Substituenten gekennzeichnet.
Wenn chirale Verbindungen hergestellt werden, entstehen sie als „Racemat“ , d.h. als eine
1/1-Mischung von beiden Enantiomeren.
Wenn man diese Enantiomeren trennen will, dann muss man sie mit einem Stoff
vorgegebener Chiralität im Wechselwirkung bringen. Ein solcher Stoff kann – wie die linke
Hand die rechte – zwischen den beiden Enantiomeren unterscheiden. Wenn man sie gezielt
synthetisieren will, dann gelingt das nur über die Vermittlung durch einen Reaktionspartner,
der eine eindeutig festgelegte Chiralität aufweist.
Das Paar von isomeren Verbindungen, das aus einer Verbindung durch Spiegelung entsteht,
nennt man auch ein „Enantiomerenpaar“.
Naturstoffe
Die im Lebendigen verwendeten Stoffe sind nahezu alle chiral und die biologischen Systeme
machen sich die „chirale Erkennung“ zunutze - (linke Hand merkt ob sie linke oder rechte
Hand fasst!) - um die richtigen Reagentien an die jeweils richtige Stelle zu bringen.
Große Stoffklassen, deren Vertreter nahezu ausschließlich aus chiralen Verbindungen
zusammengesetzt sind, sind etwa Zucker, die aus chiralen Zucker-Bausteinen bestehen,
Proteine, die durch Verknüpfung chiraler Aminosäuren entstehen.
Die in der Natur vorkommenden Aminosäuren haben alle die gleiche „Konfiguration“.
Die allgemeine Formel für diese Aminosäuren ist:
R-CH2-C(H)(NH2)-COOH.
Bei der nebenstehend abgebildeten
Aminosäure ist der Rest R eine SHGruppe. Diese Aminosäure heißt
„Cystein“.
In allen Aminosäuren ist die
Anordnung der Substituenten am
zentralen Kohlenstoffatom so, dass in
einem Formelbild, in dem die COOHGruppe und die CH2R-Gruppe vom
Kohlenstoff aus nach hinten (hinter
die Papierebene) weisen, die NH2Gruppe am zentralen Kohlenstoffatom
nach links weist und notwendig nach
vorne aus der Papierebene herausweist, wenn man die Formel so
H
hinschreibt, dass die COOH-Gruppe oben und die CH2R-Gruppe
unten ist. (Gegenüber dieser Orientierung der Formel - COOHHOOC
C
CH2SH
Gruppe oben - ist die nebenstehende Formel um 90° gedreht. Es
ist eine leichte und gute Übung, die Formel um 90° zu drehen
NH2
im Kopf und auf dem Papier!).
15
4. Chemische Gleichungen
Oktaeder-Komplexe
Chiralität ist eine Erscheinung, die bei chemischen Verbindungen, immer dann auftreten
kann, wenn in einem festen Gerüst räumlich verschiedene Positionen mit unterschiedlichen
Gruppen besetzt werden können.
Sie tritt notwendig auch bei einem
oktaedrischen Koordinationsgerüst auf,
wie nebenstehende Abbildung zeigt.
Man kann alle möglichen räumlichen
Rotationen mit der Konfiguration A
durchführen, ohne sie jemals mit der
Konfiguration B, der enantiomeren
Konfiguration, zur Deckung bringen zu
können.
4.8 Konzentrationsmaße
Bei chemischen Reaktionen hat man es oft mit Lösungen zu tun, in denen der Stoff, der
umgesetzt werden soll, in einem Lösungsmittel gelöst vorliegt.
Um die Konzentration anzugeben, in welcher der Stoff im Lösungsmittel enthalten ist,
verwendet man meist die Einheit < mol l-1>.
Die Angabe der Konzentration in Mol pro Liter besagt, dass in einem Liter der Lösung die
angegebene Anzahl von Molen der Substanz enthalten ist.
Herstellung von Lösungen: Um eine Lösung mit einer Konzentration von n mol einer
Substanz je Liter Lösung herzustellen, muss man daher einer bekannten und Menge Substanz
so viel Lösungsmittel hinzufügen, bis das Volumen erreicht ist, das man für die gewünschte
Konzentration berechnet hat.
Beispiel: 1 mol Natriumchlorid wird in einem geeichten Gefäß mit so viel Wasser versetzt,
bis die 1 l – Marke erreicht ist. Dann hat man eine 1-molare NaCl – Lösung hergestellt.
Falsch wäre es dagegen, ein Mol Substanz mit 1 l Wasser zu versetzen, denn eine solche
Lösung könnte, je nach Stoff, mehr oder weniger Volumen haben als 1 l (Warum?).
Das scheint trivial, wird aber beim Experimentieren oft falsch gemacht.
16
4. Chemische Gleichungen
4.9 Index
1
F
1,2-Dichlorethan ..................................... 12
funktionelle Gruppen ................................9
A
G
achiral ..................................................... 13
Aminosäuren..................................... 14, 15
gelöschten Kalk.........................................9
Gesamtladung............................................3
Größte negative Oxidationsstufe...............6
Größte positive Oxidationsstufe................6
B
Bauxit........................................................ 8
Beispiel zu chemische Reaktion ............... 4
Beispiel zu Kondensations-Reaktion...... 10
Beispiel zu Redox-Disproportionierung... 9
Beispiel zu Redox-Formalismus............... 4
Beispiel zu Redox-Konproportionierung.. 8
Beispiel: (NH3)2PtCl2 ............................. 12
Intermediat ..............................................10
Isomere....................................................11
C
K
Chirale Moleküle .................................. 14
Chiralität ................................................. 13
Chlorkalk .................................................. 9
Cis/trans, Z-/E-...................................... 12
cis-Platin ................................................. 12
cis-trans-Isomerie ................................. 11
Claus-Prozess............................................ 8
Cyansäure ............................................... 11
Cyclooktaschwefel.................................... 8
Cystein .................................................... 15
Cytostatika .............................................. 12
Katalysator ..............................................10
Knallsäure ...............................................11
Kondensationsreaktion............................10
Konfiguration ..........................................15
Konformationen ......................................11
Konformere .............................................11
Konstitutions-Isomere.......................11, 12
Konzentration..........................................16
D
Deprotonierung....................................... 10
Diradikal ................................................... 8
Drehung der Ebene des linear
polarisierten Lichts........................... 14
E
Edukte....................................................... 3
einbindiger Rest R .................................... 9
Einstein’sche Beziehung........................... 4
elektrische Feldvektor............................. 14
Elektronenbilanz....................................... 7
Enantiomere............................................ 13
Enantiomerenpaar................................... 15
Enantiomerie......................................... 13
Enthalpiedifferenz .................................... 4
H
Herstellung von Lösungen....................16
I
L
Lewis-Säure ............................................10
M
Meridional / Facial ................................13
N
Naturstoffe .............................................15
O
Oktaeder-Komplexe..............................16
optischen Aktivität ..................................14
Oxidation...................................................5
Oxidationsmittel........................................5
Oxidationsstufe .........................................5
P
Polarisationsebne ....................................14
Produkte ....................................................3
17
4. Chemische Gleichungen
Pyrosulfat................................................ 10
pπ-pπ-Wechselwirkung .......................... 12
Reduktionsmittel .......................................5
R
saure Katalyse .........................................10
Stellungsisomere .....................................12
Stöchiometrie ............................................4
Racemat .................................................. 15
Radikale .................................................. 10
Redoxdisproportionierung ........................ 9
Redoxgleichungen .................................... 5
Redoxteilgleichungen ............................... 5
Reduktion.................................................. 5
S
Z
Zucker .....................................................15
18