Chemie GK Lernzettel - NRW Abitur 2018 Inhalt Säuren und Basen...................................................................................................................... 4 Säuren und Basen im Alltag ................................................................................................... 4 BRÖNSTED – Konzept .......................................................................................................... 5 ARRHENIUS ....................................................................................................................... 5 Säuren und Basen nach BRÖNSTED ................................................................................ 5 1. Reaktion einer BRÖNSTED-Säure mit Wasser ............................................................. 5 2. Reaktion einer BRÖNSTED-Base mit Wasser............................................................... 5 3. Neutralisation .................................................................................................................. 5 4. Protolyse ohne Wasser................................................................................................... 5 Säure / Base – Paare.......................................................................................................... 5 Protolyse in Salzlösungen .................................................................................................. 5 Autoprotolyse und pH-Wert .................................................................................................... 6 Autoprotolyse ...................................................................................................................... 6 Gleichgewichtskonstante .................................................................................................... 6 pH-Wert ............................................................................................................................... 6 pH-Skala.............................................................................................................................. 6 Die Stärke von Säuren und Basen ......................................................................................... 7 Säurekonstante und pKs-Wert ............................................................................................ 7 Basenkonstante und pKB-Wert ........................................................................................... 7 Berechnung von pH-Werten ................................................................................................... 8 Puffersysteme ......................................................................................................................... 8 Titration ................................................................................................................................. 10 Endpunkttitration (von starken und schwachen Säuren mit starken Basen) ................... 10 Titrationskurve................................................................................................................... 10 Leitfähigkeitstitration ......................................................................................................... 11 Redoxtitration .................................................................................................................... 11 Glossar.................................................................................................................................. 12 Elektrochemie ........................................................................................................................... 14 Redoxreaktionen................................................................................................................... 14 Regeln zur Bestimmung von Oxidationszahlen ............................................................... 14 Donator/Akzeptor-Prinzip .................................................................................................. 14 Galvanische Zelle ................................................................................................................. 15 Zelldiagramm .................................................................................................................... 15 Standard-Wasserstoff-Elektrode .......................................................................................... 15 Elektrochemische Spannungsreihe...................................................................................... 16 NERNSTsche Gleichung ...................................................................................................... 16 Elektrolyse ............................................................................................................................ 17 FARADAYsche Gesetze....................................................................................................... 17 1. FARADAYsches Gesetz ............................................................................................... 17 2. FARADAYsches Gesetz ............................................................................................... 17 Akkumulatoren ...................................................................................................................... 17 Memory-Effekt ................................................................................................................... 18 Brennstoffzellen .................................................................................................................... 19 Korrosion............................................................................................................................... 20 Säurekorrosion .................................................................................................................. 20 Sauerstoff-Korrosion ......................................................................................................... 20 Korrosionsschutz .............................................................................................................. 20 Elektrochemische Gewinnung von Stoffen .......................................................................... 20 Herstellung von Zink ......................................................................................................... 20 Raffination von Kupfer ...................................................................................................... 21 Von der Tonerde zum Aluminium ..................................................................................... 21 Glossar.................................................................................................................................. 21 Organische Produkte - Werkstoffe und Farbstoffe .................................................................. 24 Organische Verbindungen und Reaktionswege .................................................................. 24 Kohlenwasserstoffe........................................................................................................... 24 Organische Sauerstoff-Verbindungen .............................................................................. 24 Reaktionsmechanismen ................................................................................................... 25 Verarbeitung von Erdöl und Erdgas ................................................................................. 26 Kunststoffe ............................................................................................................................ 27 Aufbau ............................................................................................................................... 27 Synthese ........................................................................................................................... 28 Farbstoffe .............................................................................................................................. 28 Farbigkeit........................................................................................................................... 28 Doppelbindungsisomerie .................................................................................................. 29 Mesomerie ........................................................................................................................ 29 Benzol (C6H6) .................................................................................................................... 29 Zweitsubstitution ............................................................................................................... 30 Cyanine ............................................................................................................................. 32 Anthrachinon-Farbstoffe ................................................................................................... 32 Azo-Farbstoffe................................................................................................................... 33 Triphenylmethan-Farbstoffe.............................................................................................. 33 Indigo-Synthese ................................................................................................................ 33 Textilien ............................................................................................................................. 34 Färbeverfahren für Textilien.............................................................................................. 35 Spektroskopie ................................................................................................................... 35 Glossar.................................................................................................................................. 35 Säuren und Basen Säuren und Basen im Alltag Haushaltschemikalien und Kosmetika Entkalker, WC-Reiniger →stark sauer (pH ≈ 2) Universalreiniger, Duschgels, Parfüm → wenig sauer (pH ≈ 5) Seife → sehr schwach alkalisch (pH ≈ 7,5) Chlorreiniger, Backofenspray → alkalisch (pH ≈ 10-11) Rohrreiniger → stark alkalisch (pH ≈ 13) Lebensmittel Laugengebäck, Kaugummi → schwach alkalisch (pH ≈ 8) Leitungswasser, Kochsalz, Zucker → neutral (pH = 7) Obst → mittelmäßig bis schwach sauer (pH ≈ 4-6) Essig, Kiwi, Cola → sauer (pH ≈ 3) Zitrone → stark sauer (pH ≈ 2) Phosphorsäure, Ascorbinsäure als Zusatz Tiere und Pflanzen Brennnessel: Ameisensäure (Methansäure) Name Kohlensäure Essigsäure Summen-/ Strukturformel H2CO3 C2H2COOH Vorkommen/ Herstellung CO2 + H2O Verwendung - Verpackungstechnik - Getränke Apfelsäure Milchsäure C3H6O3 C4H6O5 → H2CO3 - Pflanzensäfte Oxidation von Ethanol - Lebensmittel Reinigungsmittel - Stoffwechselpro dukt von Pilzen und Bakterien - Weinbau Lebensmittelzusatzstoff Fortpflanzung von Apfelbäumen - Milchsäuregährung - saure Milch - sauer werdendes Gemüse, Obst, Bier, Wein - im Magensaft - Kosmetik - Nahrungsmittel Name Phosphorsäure Ascorbinsäure Zitronensäure Summen-/ Strukturformel H3PO4 C6H8O6 C6H8O7 Vorkommen/ Herstellung - - Obst (v.a. Zitruspflanzen), Gemüse Synthese aus C6Zuckern - Lebensmittel Dünger Chemieindustrie - - Verwendung - Bestandteil der DNA, RNA und vieler Koenzyme Umsetzung von Apatit mit Schwefelsäure Lebensmittel Düngemittel Reinigungsmittel - - - Früchte, Beeren, Nadelhölzer, Tabakblätter Zitronensaft wird mit Ammoniak-Lsg versetzt + gefiltert, danach mit Schwefelsäure versetzt + gefiltert Lebensmittel Antioxidationsmittel Reinigungsmittel Wasserenthärter BRÖNSTED – Konzept ARRHENIUS Säure: Wasserstoffverbindung, die in wässriger Lösung unter Bildung von Wasserstoff-Ionen (H+) und Säurerest-Ionen zerfällt (dissoziiert) Base: Verbindung, die in wässriger Lösung in Hydroxid-Ionen (OH-) und BaserestIonen zerfällt Neutralisation: Vereinigung von H+ und OH- zu H2O Säuren und Basen nach BRÖNSTED Säure: neutrales oder geladenes Teilchen, dass Protonen abgeben kann Protonendonator Base: Teilchen, dass Protonen aufnehmen kann Protonenakzeptor 1. Reaktion einer BRÖNSTED-Säure mit Wasser + − 𝐻𝐶𝑙(𝑠) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ↔ 𝐻3 𝑂(𝑎𝑞 ) + 𝐶𝑙(𝑎𝑞 ) 2. Reaktion einer BRÖNSTED-Base mit Wasser − 𝑁𝐻3 (𝑎𝑞 ) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ↔ 𝑁𝐻4+(𝑎𝑞 ) + 𝑂𝐻(𝑎𝑞 ) 3. Neutralisation + − + − − + 𝐻3 𝑂(𝑎𝑞 ) + 𝐶𝑙(𝑎𝑞 ) + 𝑁𝑎(𝑎𝑞 ) + 𝑂𝐻(𝑎𝑞 ) → 𝐶𝑙(𝑎𝑞 ) + 𝑁𝑎(𝑎𝑞 ) + 𝐻2 𝑂(𝑙) 4. Protolyse ohne Wasser − 𝑁𝐻3 (𝑎𝑞 ) + 𝐻𝐶𝑙(𝑠) → 𝑁𝐻4+𝐶𝑙(𝑠) Säure / Base – Paare 𝐻𝐴 +𝐵 ↔ 𝐴− + 𝐻𝐵+ HA/A- und HB+/B 𝑆ä𝑢𝑟𝑒1 + 𝐵𝑎𝑠𝑒2 ↔ 𝐵𝑎𝑠𝑒1 + 𝑆ä𝑢𝑟𝑒2 Ampholyte: können je nach Reaktionspartner als Säure oder Base reagieren, z.B. H2O + HCl oder H2O + NH3 Protolyse in Salzlösungen Salze wie Natriumchlorid (NaCl) oder Kaliumnitrat (KNO 3) sind neutral Bsp. für saure Reaktion: Ammoniumchlorid-Lösung 𝑁𝐻4+(𝑎𝑞 ) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ↔ 𝑁𝐻3 𝑎𝑞 + 𝐻3 𝑂 +(𝑎𝑞 ) Bsp. für alkalische Reaktion: Natriumcarbonat-Lösung 𝐶𝑂32−(𝑎𝑞 ) + 𝐻2 𝑂 𝑙 ↔ 𝐻𝐶𝑂3−(𝑎𝑞 ) + 𝑂𝐻 −(𝑎𝑞 ) Eine Säure/Base-Reaktion im Sinne BRÖNSTEDs entspricht der Übertragung von Protonen von einer Teilchenart auf eine andere. Die Säure wirkt dabei als Protonendonator, die Base als Protonenakzeptor. Autoprotolyse und pH-Wert Autoprotolyse = Säure/Base-Reaktion zwischen zwei gleichartigen Teilchen Bsp. Wasser (bei 25°C) + − 2𝐻2 𝑂 (𝑙) ↔ 𝐻3 𝑂(𝑎𝑞 ) + 𝑂𝐻 (𝑎𝑞 ) Gleichgewichtskonstante: 𝑐(𝐻3 𝑂 + )∗ 𝑐(𝑂𝐻 − ) 𝑐 2 (𝐻2 𝑂) 𝐾𝑊 = 𝐾𝑐 ∗ 𝑐 2 (𝐻2 𝑂) = 𝐾𝑊 = 10−7 𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝑙−1 ∗ 𝐾𝑐 = | * c2(H2O) da c für H2O konstant 𝑐(𝐻3 𝑂+ ) ∗ 𝑐(𝑂𝐻−) | KW ist das Ionenprodukt des Wassers 10−7 𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝑙 −1 = 10−14 𝑚𝑜𝑙 2 ∗ 𝑙−2 pH-Wert: hängt mit der Konzentration der Oxonium-Ionen zusammen 𝑝𝐻 = − lg 𝑐(𝐻3 𝑂 + ) 𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝑙 −1 𝑐(𝐻3 𝑂 + ) 𝑚𝑜𝑙 ∗𝑙 −1 = 10−𝑝𝐻 𝑝𝑂𝐻 = − lg 𝑝𝐾𝑊 = − lg 𝑐(𝑂𝐻 − ) 𝑚𝑜𝑙 ∗𝑙 −1 𝐾𝑊 𝑚𝑜𝑙 ∗𝑙 −1 𝑝𝐾𝑊 = 𝑝𝑂𝐻 + 𝑝𝐻 | bei Raumtemperatur gilt somit: pH + pOH = 14 pH-Skala 𝑐(𝐻3 𝑂 +) = 𝑐(𝑂𝐻−) = 10−7 𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝑙−1 → 𝑝𝐻 = 7 bei Säuren: 𝑐(𝐻3 𝑂 +) > 10−7 𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝑙 −1 ; 𝑐(𝑂𝐻−) < 10−7 𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝑙−1 bei Basen: 𝑐(𝑂𝐻−) > 10−7 𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝑙−1 ; 𝑐(𝐻3 𝑂+ ) < 10−7 𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝑙−1 Das Ionenprodukt KW = c(H3O+) * c(OH-) ist für verdünnte, wässrige Lösungen konstant. Auf Grundlage dieser wurde der pH-Wert als negativer Logarithmus des Zahlenwertes der Konzentration der Hydronium-Ionen definiert. Rechenbeispiel: Eine Seifenlösung hat den pH-Wert = 8,5. Bennen Sie die Konzentration der HydroniumIonen und der Hydroxid-Ionen in der Lösung. Berechnung von c(H3O+): gegeben: pH = 8,5 c(H3O+) = 10-pH mol*l-1 c(H3O+) = 10-8,5 mol*l-1 = 3,2*10-9 mol*l-1 Die Stärke von Säuren und Basen als Maß für die Stärke – Lage des Protolysegleichgewichts ! AUSNAHME: Sonderfälle, bei denen die Reaktion vollständig abläuft (z.B. HCl) BRÖNSTED: - Hydronium-Ion (H3O+) stärkste, in Wasser existenzfähige Säure - Hydroxid-Ion (OH-) stärkste, in Wasser existenzfähige Base Säurekonstante und pKs-Wert Bsp. Essigsäure (CH3COOH) bei 0,1 mol*l-1 und pH=2,8 c(H3O+)=1,6*10-3 mol*l-1 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 (𝑎𝑞 ) + 𝐻2 𝑂 (𝑙) 𝐻3 𝑂 +(𝑎𝑞 ) + 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂−(𝑎𝑞 ) Gleichgewichtskonstante: 𝑐 𝐻3 𝑂 + ∗𝑐(𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂 − ) | * c(H2O) 𝑐 𝐻2 𝑂 ∗𝑐(𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻) + 𝑐 𝐻3 𝑂 ∗𝑐(𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂 − ) 𝐾𝑠 = 𝐾 ∗ 𝑐 𝐻2 𝑂 = 𝑐(𝐶𝐻 𝐶𝑂𝑂𝐻) 𝐾= 3 (bei 25°C) | Ks: Säurekonstante Je kleiner der Ks-Wert, umso stärker die Säure, also die Tendenz zur Abgabe von Protonen. 𝑝𝐾𝑠 = −𝑙𝑔 𝐾𝑠 𝑚𝑜𝑙 ∗𝑙 −1 𝑝𝐾𝑠 = −𝑙𝑔 2,2∗10 −5 𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝑙 −1 = 4,65 Essigsäure ist eine mittelstarke Säure. Basenkonstante und pKB-Wert Bsp. Natriumacetat; Acetat-Ionen (CH3COO-) pH=9; c(OH-)=10-5 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂−(𝑎𝑞 ) + 𝐻2 𝑂 (𝑙) 𝐾𝐵 = 𝐾 ∗ 𝑐 𝐻2 𝑂 = 𝑐 𝑂𝐻 − ∗𝑐(𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻) 𝑐(𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂 − ) | KB: Basenkonstante Je kleiner der KB-Wert, umso stärker die Base, also die Tendenz zur Aufnahme von Protonen. 𝑝𝐾𝐵 = −𝑙𝑔 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 (𝑎𝑞 ) + 𝑂𝐻−(𝑎𝑞 ) 10 −9 𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝑙 −1 = 9 Das Acetat-Ion iste eine schwache Base. Bei 25°C: pKs(HA) + pKB(A-) = 14 Ks * KB = KW Der pKS-Wert ist ein Maß für die Stärke einer Säure. Je kleiner der Wet ist, umso stärker ist die Säure. Je schwächer einer Säure ist, umso schwächer ist die dazugehörige Base. Berechnung von pH-Werten • HA ist kaum protolysiert • c0(HA) ≈ c(HA) • pH = 0,5 * pKS-lg c0(HA) • B ist fast vollständig protolysiert • c(OH-) ≈ c0(B) • pH = 14-lg c0(B) Schwache Säuren Schwache Basen Starke Säuren Starke Basen • B kaum protolysiert • c0(B) ≈ c(B) • pH = 14- (0,5 *pKB-lg c0(B) • HA ist fast vollständig protolysiert • c(H3O+) ≈ c0(HA) • pH = -lg c0(HA) Bei vollständiger Protolyse ergibt sich der pH-Wert direkt aus der Ausgangskonzentration. Bei geringem Ausmaß berücksichtigt man sie Gleichgewichtslage über die Anwendung von Nährungsformeln. Rechenbeispiel: In 500 ml Wasser wird 1g Ammoniumchlorid gelöst. Lösung. Berechnen Sie den pH-Wert der Protolyseverhalten Das NH4+-Ion reagiert als schwache Säure (pKS=9,3). Das Cl--Ion geht keine Protolyse ein. 𝑁𝐻4+(𝑎𝑞 ) + 𝐻2 𝑂 𝑙 ↔ 𝑁𝐻3 (𝑎𝑞 ) + 𝐻3 𝑂 +(𝑎𝑞 ) Berechnung der Ausgangskonzentration m(NH4Cl) = 1g; M(NH4Cl) = 53,5g*mol-1; V(Lsg.) = 500ml n= m 1g = M 53,5g*mol-1 n V c0(NH4+) = = = 0,019mol 0,019mol 0,5l = 0,038mol*l-1 Berechnung des pH-Wertes Nährungsformel für geringfügig protolysierte Säuren: pH = 0,5 (pKS -lg c0(NH4+)) = 0,5 (9,3-lg 0,038 mol*l-1) = 5,4 Puffersysteme Pufferlösungen enthalten etwa gleiche Stoffmengen einer mittelstarken oder schwachen Säure HA und der zugehörigen Base A -. Der pH-Wert ergibt sich mit Hilfe der Henderson-Hesselbach-Gleichung: pH = pKS + lg c(A- ) c(HA) ; pH = pKS + lg n(A- ) n(HA) Pufferwirkung: Puffer sind Lösungen, deren pH-Werte sich bei Zugabe begrenzter Mengen von sauren oder alkalischen Lösungen nur geringfügig verändert. Sie enthalten jeweils eine mittelstarke oder schwache Säure und die zugehörige Base in etwa gleicher Konzentration. Rechenbeispiel Ammoniak / Ammoniumpuffer Eine Pufferlösung enthält Ammoniak und Ammoniumchlorid mit einer Konzentration von jeweils 0,1 mol*l-1. Auf 100 ml dieser Lösung werden 2 ml Salzsäure (1 mol*l-1) beziehungsweise 2 ml Natronlauge (1 mol*l-1) zugefügt. Berechnen Sie die pH-Werte, die sich nach der Zugabe von Salzsäure, bzw. Natronlauge einstellen. pH-Wert nach Zugabe von Salzsäure n0(NH3) = n0(NH4+) = 01 mol*l-1 * 0,1 l = 0,01 mol n0(H3O+) = 1 mol*l-1 * 0,002 l = 0,002 mol Es werden demnach 0,002 mol NH3-Moleküle in NH4+-Ionen überführt: n(NH3) = 0,01 mol - 0,002 mol = 0,008 mol n(NH4+) = 0,01 mol + 0,002 mol = 0,012 mol pH = pKS + lg c(NH3 ) c(NH+4 ) = 9,3 + lg 0,008mol 0,012mol = 9,12 pH-Wert nach Zugabe von Natronlauge n0(OH-) = 1 mol*l-1 * 0,002 l = 0,002 mol Durch die Zugabe von Natronlauge werden 0,002 mol NH 4+-Ionen in NH3Moleküle überführt: n(NH3) = 0,01 mol + 0,002 mol = 0,012 mol n(NH4+) = 0,01 mol - 0,002 mol = 0,008 mol pH = pKS + lg c(NH3 ) c(NH+4 ) = 9,3 + lg 0,012mol 0,008mol = 9,48 Titration Endpunkttitration (von starken und schwachen Säuren mit starken Basen) 1. 2. 3. 4. Grundlage ist Neutralisationsreaktion H3O+(aq) + OH-(aq) → 2H2O (l) neutralisieren einer Probe mit einer Maßlösung, dessen Konzentration bekannt ist Äquivalenzpunkt ist Endpunkt der Titration (Farbumschlag des Indikators) Bürette blasenfrei mit Maßlösung füllen Bestimmtes Volumen an Probe in Erlenmeyerkolben abfüllen Lösung in Kolben bei Zugabe von Maßlösung ständig rühren Verbrauch der Maßlösung ablesen n(Säure) = n(Base) c(Säure) * V(Säure) = c(Base) * V(Base) c(Säure) = c(Base ) ∗ V(Base ) V(Säure ) Durch eine Säure/Base-Titration mit einer geeigneten Maßlösung lässt sich die Konzentration einer Säure oder einer Base bestimmen. Rechenbeispiel Titrieren von Natronlauge mit Schwefelsäure Für die Neutralisation von 50 ml Natronlauge wurden 30 ml Schwefelsäure (1 mol*l-1) benötigt. Berechnen Sie die Konzentration der Natronlauge. Reaktionsgleichung 2NaOH (aq) + H2SO4 (aq) → Na2SO4 (aq) + 2H2O (l) Stoffmengenverhältnis n(NaOH) 2 = n(H2 SO4 ) 1 n(NaOH) = 2*n(H2SO4) Berechnung der Konzentration c(NaOH) * V(NaOH) = 2*c(H2SO4) * v(H2SO4) c(NaOH) = 2∗c(H 2 SO 4 ) ∗ V(H 2 SO 4 ) V(NaOH ) = 2∗0,1 mo l∗l −1 ∗ 30 ml 50 ml = 0,12 mol*l-1 Titrationskurve sehr starke Säuren: mittelstarke Säuren: erst langsamer Anstieg des pH-Wertes (zwischen 0 und 2), dann schneller; Punktsymmetrisch bei pH = 7 Kurve steigt erst bei höherem pH-Wert an; in der Nähe des Halbäquivalenzpunktes eher flach; sprunghafter Anstieg am Äquivalenzpunkt Abb. 1 mittelstarke Säure Abb. 2 sehr starke Säure Die Titrationskurve stellt die Veränderung des pH-Wertes im Verlauf einer Säure/BaseTitration dar. Charakteristisch ist vor allem die sprunghafte Änderung in der Nähe des Äquivalenzpunktes. Leitfähigkeitstitration Leitfähigkeit abhängig von Beweglichkeit der Ionen, z.T. auch Konzentration Entscheidend: Übertragung der Protonen durch Wasserstoffbrückenbindung auf Wasser-Moleküle H3O+(aq) + OH-(aq) → 2H2O (aq) Äquivalenzpunkt: Minimalwert der Leitfähigkeit Redoxtitration Manganometrie: 1. 2. Für leicht oxidierbare Substanzen Oxidationsmittel: Permangatlösung Probe mit Schwefelsäure versetzen Mit Kaliumpermangat (bekannter Konzentration) titrieren, bis violette Lösung schwach rosa wird MnO4-(aq) + 8H+(aq) + 5e- → Mn2+(aq) + 4H2O (l); UH0 = 1,51V Iodometrie: Redoxpaar I2/2I- mittlere Stellung in der Spannungsreihe Sowohl als Oxidationsmittel, als auch Reduktionsmittel Bei Reduktionsmitteln: 1. Mit Maßlösung (Kaliumiodid-Lösung) titrieren 2. Stärkelösung für sichtbaren Farbumschlag in Probe zugeben 3. Weiter titrieren, bis blaue Lösung klar wird I2 (aq) + S2-(aq) → S(s) + 2I-(aq) Bei Oxidationsmitteln: 1. Kaliumiodid im Überschuss zugeben 2. Mit Natriumthiosulfat zurücktitrieren 3. Mit Stärkelösung einfärben, um Endpunkt deutlich zu machen I2 (aq) + 2S2O32-(aq) → 2I-(aq) + S4O62-(aq) Redoxtitrationen werden Oxidationsmitteln genutzt. zur quantitativen Bestimmung von Reduktions- und Glossar Alkalische Lösung Base-Wasser Gemisch Ampholyt Stoffe die als Säure und Base reagieren können, also sowohl als Protonendonator, als auch -akzeptor dienen (z.B. Wasser) Äquivalenzpunkt Der Punkt, an der die titrierte Säure oder Base neutralisiert ist. pKS(Säure)=pKB(Base) Brönsted-Base Ein Teilchen, dass (Protonenakzeptor) Brönsted-Säure Ein Teilchen, (Protonendonator) Dissoziation Die Zerlegung eines Moleküls. Hydrathülle Die Anlagerung von Wassermolekülen an ein Ion. Hydroxid-Ion OH--Ion; c(OH-) = 14-10-pH Ionenprodukt Produkt der Stoffmengenkonzentrationen; c(Produkt1)*c(Produkt2)*…*c(Produktn) H+-Ionen dass aufnehmen kann. abgeben kann. H+-Ionen Autoprotolyse von Wasser: c(OH-)*c(H3O+) = 10-14 Konjugierende, bzw. Korrespondierende Base oder Säure Eine Säure das zum Säurerest Ion reagiert und eine Base, die zum Baserest-Ion reagiert. Massenwirkungsgesetz Kc = HA/A- und B/HB+ c(Produkt) c(Edukt) Mehrprotonig Eine Säure, die mehr als ein Proton im Molekül abspalten kann. Jedes Proton hat eine eigene Dissozaitionsstufe und somit auch eine eigene Gleichgewichtsreaktion. Neutralisation Eine Säure oder Base die durch Konzentrationsänderung der jeweiligen Stoffmengen an OH- oder H3O+ den pH-Wert 7 erreicht. Oxonium-Ion Auch Hydronium-Ion; H3O+; c(H3O+) = 10-pH pH Maßstab für die Stärke einer Säure; pH = -lg c(H3O+) pKB Basenkonstante; pKB = -lg KB pKS Säurekonstante; pKS = -lg KS pOH Maßstab für die Stärke einer Base; pOH = -lg c(OH-) Protolyse Protonenaustauschreaktion Protolysegleichgewicht HA + B ↔ A- + HB+ Säure + H2O ↔ H3O+ + Säurerest-Ion Base H2O ↔ OH- + Baserest Puffer Verändern den pH-Wert einer Lösung bei Zugabe von Säuren oder Basen kaum bis gar nicht (Bsp. Blutpuffer). Saure Lösung Säure-Wasser Gemisch Stoffmengenkonzentration n = c*V Titration Der Vorgang um eine Säure oder Base zu neutralisieren. Elektrochemie Redoxreaktionen Elektronenübertragungsreaktionen, ähnlich wie bei Säure/Base-Reaktion Oxidationszahlen machen deutlich von welchem Teilchen die Elektronen übertragen wurden Regeln zur Bestimmung von Oxidationszahlen 1. Elemente: Atome Elementarer Teilchen haben die Oxidationszahl Null. (F20, Cl20) 2. Verbindungen: Metallatome haben positive Oxidationszahlen. (Na+ICl, Mg+IICl2) → M+ Wasserstoffatome haben die Oxidationszahl +I. (H2+IO, NH3+I) → H+I →Ausnahme: Metallhydride -I (NaH-I, MgH-I) → H-I Sauerstoffatome haben die Oxidationszahl -II. (SO2-II, H2SO4-II) → O-II →Ausnahme: Peroxide -I (H2O2-I, Na2O2-I) → O-I Die Summe der Oxidationszahlen ist Null. (N+IVO2-II, Al2+IIIO3-II) 3. Ionen: Die Summe der Oxidationszahlen stimmt mit der Ionenladung überein. (Fe +III Mn+VIIO4-II -) 3+ Donator/Akzeptor-Prinzip Säure/Base-Reaktion Redoxreaktion (BRÖNSTED) (NERNST) Art der übertragenen Teilchen Protonen Elektronen Korrespondierende Paare Säure/Base-Paare HA/A ; HB /B Ox1/Red1;Ox2/Red2 Donator Säure (HA) Reduktionsmittel (Red) Donatorreaktion Protonenabgabe - + HA →H + A Elektronenabgabe (Oxidation) - Red → Ox + ze- Akzeptor Base (B) Akzeptorreaktion Protonenaufnahme + Redoxpaare + Oxidationsmittel (Ox) B + H → HB Elektronenaufnahme (Reduktion) + Gesamtreaktion HA + B ↔ A- + HB+ Reaktion zwischen gleichen Teilchen Autoprotolyse Quantitative Beschreibung pKS/pKB-Wert + 2H2O ↔ H3O + OH Ox + ze- → Red Red1 + Ox2 ↔ Ox1 + Red2 Disproportionierung - 2Cu+ ↔ Cu + Cu2+ Standardelektrodenpotential (UH0) , Konzentrationsabh ängigkeit Henderson-Hesselbach-Gl. (Puffegleichung) pH = pKS - lg Nernstgleichung (bei 25°C) UH = UH0 + c(A- ) c(HA) 0,059 V c(Ox) * lg z c(Red) Galvanische Zelle Ort der Oxidation = Minuspol = Anode (OMA) → unedleres Metall Ort der Reduktion = Pluspol = Kathode → edleres Metall Zelldiagramm: Zn/Zn2+(1 mol*l-1)//Cu2+(1 mol*l-1)/Cu (Donator) (Akzeptor) Abb. 3 Daniell-Element Donatorhalbzelle Unedleres Metall (Elektronendonator) Metall wird oxidiert zu Ion: Elektronenabgabe Minuspol Anode: Oxidation findet statt Akzeptorhalbzelle Edleres Metall (Elektronenakzeptor) Ion wird reduziert zu Metall: Elektronenaufnahme Pluspol Kathode: Reduktion findet statt Eine galvanische Zelle besteht aus zwei Halbzellen mit unterschiedlichen Redoxpaaren. Zwischen den Halbzellen lässt sich eine elektrische Spannung messen. Standard-Wasserstoff-Elektrode absolute Messung der Elektrodenpotentiale nicht möglich, weshalb eine Standardwasserstoffhalbzelle (0 V) Bezugshalbzelle ist Differenz = StandardElektrodenpotential U0/E0 [Volt] → U = UH(Akzeptorhalbzelle) UH(Donatorhalbzelle) = UH0(Cu2+/Cu) - uH0(Zn2+/Zn) = 0,34V - (-0,76 V) = 1,1 V Das Elektrodenpotential einer Halbzelle wird durch die Lage des elektrochemischen Gleichgewichts bestimmt. Das Standard-Elektrodenpotential entspricht der Spannung zwischen einer Standard-Halbzelle und einer Standard-Wasserstoff-Halbzelle. Elektrochemische Spannungsreihe unedel K-Atom K+-Ion Elektronenaufnahme Elektronenabgabe edel Au-Atom Elektronenabgabe Elektronenaufnahme Au+-Ion Die Elektrochemische Spannungsreihe ordnet Redoxpaare (Halbelemente) nach ihren Standardpotentialen. Die Werte ermöglichen Vorhersagen über die Lage von Redoxgleichgewichten. NERNSTsche Gleichung UH(Ox/Red) = UH0(Ox/Red) + 0,059 V c(Ox) * lg z c(Red) UH(Ox/Red) = UH0(Ox/Red) + 0,059 V c(Ox) * lg -1 z mol*l |bei 25°C Die NERNSTsche Gleichung beschreibt den quantitativen Zusammenhang zwischen der Ionenkonzentration und dem Elektrodenpotential einer Halbzelle. Rechenbeispiel Elektodenpotential und Spannung einer Silber-Konzentrationszelle: geg.:c1(Ag+) = 0,001 mol*l-1; c2(Ag+) = 0,1 mol*l-1 Zelldiagramm: Ag/Ag+(0,001mol*l-1)//Ag+(0,1 mol*l-1)/Ag Berechnung der Potentiale: Donator-Halbzelle: UH(Ag+/Ag) = 0,80 V + 0,059 V 0,001 mol*l-1 * lg 1 mol*l-1 = 0,623 V Akzeptor-Halbzelle: UH(Ag+/Ag) = 0,80 V + 0,059 V 0,1 mol*l-1 * lg 1 mol*l-1 = 0,741 V Berechnung der Spannung: U = UH(Akzeptor) - UH(Donator) = 0,741 V - 0,623 V = 0,118 V Elektrolyse Umkehrung der galvanischen Zelle durch erzwingen der Redoxreaktion mithilfe von elektrischem Strom o Um nennenswerte Ergebnisse zu erhalte, muss Zersetzungsspannung (U 2) angelegt werden → Mindestspannung Zellspannung setzt sich aus Abscheidungspotentialen (-1*Standardpotential) der Halbzellen zusammen Überspannung U* = UZ - U o Tritt bei der Abscheidung von Gasen auf UZ = [UH(Pluspol) - U*(Pluspol)] - [UH(Minuspol) - U*(Minuspol)] FARADAYsche Gesetze 1. FARADAYsches Gesetz Q=I*t | Q: Ladungsmenge; I: Stromstärke; t: Zeit Elektrolytisch abgeschiedene Stoffmengen n proportional zu, durch Elektrolyten geflossene, Ladungsmenge n~Q 2. FARADAYsches Gesetz Zur elektrolytischen Abscheidung von 1mol Teilchen eines Stoffes ist die Ladungsmenge Q = 1 mol * z * F erforderlich. Für abgeschiedene Stoffmenge n gilt allgemein: I*t n= z*F Akkumulatoren Anodenreaktion Entladen Lithium-Ionen-Akku Nickel/Cadmium-Akku Nickel/MetallhydridAkku Li2C6 → C6 + 2Li+ + 2e- Cd + 2OH- → Cd(OH)2 + 2e- MH + OH- → M + H2O + e- Laden Li2MnO2 → MnO2 + 2Li+ + 2e- 2Ni(OH)2 + 2OH- → 2NiO(OH) + 2H2O + 2e- Ni(OH)2 + OH- → NiO(OH) + H2O + e- Kathodenrekation MnO2 + 2Li+ + 2e- 2NiO(OH) + 2H2O + 2e→ 2Ni(OH)2 + 2OH- NiO(OH) + H2O + e- → Ni(OH)2 + OH- Cd(OH)2 + 2e- → Cd + 2OH- M + H2O + e- → MH + OH- - siehe Nickel/MetallhydridAkku - Spielzeuge, Zahnbürsten → Li2MnO2 C6 + 2Li+ + 2e- → Li2C6 Anwendungsgebiete - Mobiltelefone, Laptops - später Automobilbranche (Boardnetzbatterie, Antrieb für EAutos) - hoher Energiebedarf - geringe Spannung →Kleinkinderspielzeug - Kameras Vorteile - leichte, kompakte Stromquelle - geringe Selbstentladung - Austauschbar - siehe Nickel/MetallhydridAkku - neue Bauweise bis zur Entwicklung NiM-Akkus - hohe Kapazität - hoher Energiedichte - kommt ohne Kadmium aus - langlebig - hohe Lebensdauer - 300 - 500 X benutzbar - Laden unterbrechbar - kein Memory-Effekt Nachteile - teuer - begrenzte Lebensdauer - schwache Leistung - Akkuladezeit - siehe Nickel/Metallhydrid Akku - Kadmium ist giftig - Memory-Effekt - reagiert empfindlich auf falsche Polung - nur im kleinen Temperaturbereich einsetzbar - Batterieträgheitseffekt - org. Lösemittel (30 70 %) können mit Li reagieren (zur Explosion führen) Besonderheiten - negativstes Standardpotential - swing Akku - U = 1,2 V - U = 1,4 V - Weiterentwicklung des NiCd-Akkus - U = 3,2 V Memory-Effekt Wenn Akkumulatoren nicht im vollständig entladenen Zustand geladen werden → Teilentladung Akku merkt sich Teilentladung und Akkukapazität sinkt o Vollständige Nennkapazität nicht mehr verfügbar Kristallbildung an Cadmium Akku (verringert Kapazität) Brennstoffzellen Bei Knallgasreaktion ungenutzte Energie wird direkt in elektrische Umgewandelt Reaktionspartner werden von außen zugefügt Anode: 2H2 + 4OH- → 4H2O + 4e- | UH = -0,832 V Kathode: O2 + 4H2O + 4e- → 4OH| UH =0,4 V Gesamtreaktion: 2H2 + O2 → 2H2O | UH = 1,23 V Proton-Exchange-Membran(PEM-Brennstoffzelle, Wasserstoff/SauerstoffBrennstoffzelle Batterie Primärzelle Zellreaktion nicht umkehrbar o Nicht wieder aufladbare galvanische Zelle, die ortsunabhängig Geräte mit elektrischer Energie versorgt Akkumulator Sekundärzellen Reaktionen sind umkehrbar o Galvanische Zellen, die sich durch Anlegen einer elektrischen Spannung wieder aufladen lassen Chemische Energie wird in elektrische umgewandelt Bsp. Zink/Kohle Batterie (LECLANCÉ-Element), Alkali/Mangan Batterie, Lithium Batterie Ablauf: o Elektrode an Anode oxidiert o Freiwerdende Elektronen reduzieren Kathode Bsp. Lithium-Ionen-Akku, Nickel/Cadmium-, Nickel/Metallhydrid-Akku Ablauf: o Entladung (s. Batterie) o Ladung: Elektronen werden von außen zugefügt; oxidieren Kathode und reduzieren Anode Brennstoffzelle Reduktions- und Oxidationsmittel werden von außen zugefügt o Galvanische Zellen, bei denen die Reaktionspartner kontinuierlich von außen zugefügt werden Bei der Redoxreaktion freiwerdende Energie wird in elektr. Umgewandelt Bsp. PEMBrennstoffzelle, Sauerstoff/WasserstoffBrennstoffzelle Ablauf: o Wasserstoff wird durch Elektrode in Atome gespalten o Freiwerdende Elektronen wandern über Verbraucher zur Kathode o Reagieren mit Wasserstoff zu OH- Korrosion Säurekorrosion Oxidation von Metallen durch Hydronium-Ionen einer Elektrolyt-Lösung unter Entwicklung von Wasserstoff Sauerstoff-Korrosion Zerstörung von Metallen, bei der in der Elektrolytlösung gelöster Säurestoff zu Hydroxid-Ionen reduziert wird Korrosionsschutz Oberfläche unedler Metalle kann durch Überzüge aus Metallen oder Nichtmetallen geschützt werden Kathodischer Korrosionsschutz: Opferanode liefert Elektronen, verhindert Oxidation des Metalls Fremdstromanlagen: Stromzufuhr an Tank und Graphitstäbe im (Kathodischer Korrosionsschutz) Boden; Erde = Elektrolyt; Graphitstäbe oxidieren; Elektronen halten Tank (Kathode) instand; Auswechseln aufgebrauchter Graphitstäbe möglich Eloxal-Verfahren: Werkstücke aus Aluminium werden elektrolytisch oxidiert Aluminium-Hydroxid-Gel durch Behandlung mit heißem Wasser Elektrochemische Gewinnung von Stoffen Herstellung von Zink Zink in Natur nicht elementar → Vorkommen als Zinkblende, bestehend aus ZnS, zweifach pos. geladene Kationen (v.a. Eisen-, Mangan-, Cadmium-, Kupfer-, BleiIonen) 1. Röstung des Zinksulfides → Zinkoxid 2ZnS (s) + 3O2 (g) → 2ZnO (s) + 2SO2 (g) 2. Kann mit gemahlenem Koks (bei 1200°C) zu Zink reduziert werden Elektrolytische Reduktion bedeutsamer 3. Umsetzung von ZnO mit Schwefelsäure (löst auch die Oxide der anderen Metalle im Zinkoxid) 4. Zugabe von Zinkpulver (reinigt vor anderen Metallen) 5. Elektrolyse bei 3,5 V mit Zinksulfat-Lösung als Elektrolyt und Blei-Anode und Aluminium-Kathode als Elektroden 6. Zink scheidet sich an Kathode ab Raffination von Kupfer Anode: Cu (s) 2H2O (l) Au (s) 2SO42- (aq) Kathode: Cu2+ (aq) +2e 2H+ (aq) + 2e As3+ (aq) + 3e- → Cu2+ (aq) +2e→ O2 (g) + 4H+ (aq) + 4e→ Au3+ (aq) + 3e→S2O82- (aq) + 2e→ Cu (s) → H2 (g) → As (s) | UH0 = 0,34 V | UH0 = 1,23 V | UH0 = 1,50 V | UH0 = 2,01 V | UH0 = 0,34 V | UH0 = 0,00 V | UH0 = 0,30 V Von der Tonerde zum Aluminium Glossar Anode Der Ort der Oxidationsreaktion. Daniell-Element Eine galvanische Zelle mit Zink und Kohle Elektroden. Diaphragma Die Trennwand zwischen zwei Halbzellen, die nur Ionen durchlässt. Disproportionierung Eine Redox-Reaktion mit gleichen Teilchen. 2 Cu+ ↔ Cu2+ + Cu Elektrochemische Doppelschicht Die elektrochemische Doppelschicht besteht aus den Kationen in der Lösung und den Elektronen im Metall, die sich auf Grund ihrer gegensätzlichen Ladungen anziehen und eine Schicht an den Rändern des Metalls bilden. Elektrodenpotential Ein Gleichgewicht zwischen der Tendenz eines Metalls in Lösung zu gehen und dem Abscheidungsbestreben der Ionen. Die Lage des Gleichgewichts ist ebenfalls von der Ionenkonzentration und der Temperatur abhängig. Elektrolyse Umkehrreaktion der galvanischen Zelle durch erzwingen einer Redoxreaktion mittels Gleichstrom. Elektrolyt Eine Flüssigkeit, welche elektrischen Strom leitet. Elektronenakzeptor Ein Teilchen, welches dazu neigt Elektronen aufzunehmen. Elektronendonator Ein Teilchen, welches dazu neigt Elektronen abzugeben. Halbzelle Die Halbzelle ist ein Bestandteil des galvanischen Elements, die aus einer Elektrode und einem Elektrolyt besteht. Kathode Der Ort der Reduktionsreaktion. Konzentrationszelle Zwei chemisch gleichartige Halbzellen mit unterschiedlicher Konzentration. Nernstsche Gleichung UH(Ox/Red) = UH0(Ox/Red) + 0,059 V c(Ox) * lg z c(Red) UH(Ox/Red) = UH0(Ox/Red) + 0,059 V c(Ox) * lg z mol*l-1 |bei 25°C Oxidationsmittel Teilchen, das die Elektronen eines anderen Teilchens aufnimmt und dieses somit oxidiert. Oxidationszahl Fiktive Ladung eines Atoms in einer Verbindung. Für die Ermittlung werden die Bindungselektronen jeweils den elektronegativeren Atomen zugeordnet. Redoxpaar Ox1/Red1;Ox2/Red2 Redoxreaktion Gleichzeitige Oxidation und Reduktion bei einer chemischen Umsetzung (Elektronenübertragungsreaktion). Redoxtitration Die quantitative Oxidationsmitteln. Reduktionsmittel Teilchen, das seine Elektronen abgibt, wodurch ein anderes Teilchen durch die Aufnahme dieser reduziert wird. Spannungsreihe Redoxreihe / Tabellarische Zusammenstellung der Elektrodenpotentiale für Redoxpaare im Standardzustand. StandardElektroden-Potential Bestimmung von Reduktions- Das Standard-Elektrodenpotential entspricht der zwischen einer Standard-Halbzelle und einer Wasserstoff-Halbzelle. und Spannung Standard- Synproportionierung Bei der Komproportionierung wird durch gleichzeitige Reduktion und Oxidation aus einer höheren und einer niedrigeren Oxidationsstufe zweier Atome des gleichen Elementes eine mittlere Oxidationsstufe gebildet. Zelldiagramm Red1/Ox1;Ox2/Red2 Zellspannung Die Spannung, die innerhalb einer galvanischen Zelle zwischen den Halbzellen gemessen wird. U = UH(Akzeptor-Halbzelle) - UH(Donator-Halbzelle) Organische Produkte - Werkstoffe und Farbstoffe Organische Verbindungen und Reaktionswege Kohlenwasserstoffe Vorkommen und Verwendung Bestandteile von Erdgas, Erdöl, Kohle Brenn-, Motorkraftstoffe → Energiegewinnung Löse-, Schmiermittel Herstellung hochwertiger Chemikalien Eigenschaften Relativ niedrige Schmelz- und Siedetemperaturen → steigen mit zunehmender Molekülgröße VAN-DER-WAALS-Bindungen Hydrophob: lösen sich nicht in polaren Lösemitteln (z.B. Wasser); mischen sich mit unpolaren Stoffen Alkane (CnH2n+2) Alkene (CnH2n) Alkine (CnH2n-2) C-C-Einfachbindungen C=C-Doppelbindungen C≡C-Dreifachbindung C2H6 C2H4 C2H2 Ethan Ethen Ethin Gesättigt ungesättigt Ungesättigt Eliminierung oder Substitution Addition Addition Organische Sauerstoff-Verbindungen Funktionelle Gruppe Beschreibung Hydroxy-Gruppe Alkohol - Ether-Gruppe Wasserstoffbrückenbindungen unter Alkohol-Molekülen → hohe Siedetemperatur Wasserlöslichkeit sinkt mit zunehmender Kettenlänge (Methanol, Ethanol, Propanol gut löslich ) Ether - Schlecht wasserlöslich Großer Einfluss der unpolaren Alkylgruppe → VdW-Bindungen mit unpolaren Molekülgruppen (z.B. Heptan) Carbonyl-Gruppe Aldehyd Keton Carboxy-Gruppe Aldehyde (-al), Keton - Carbonsäure - Ester-Gruppe Produkt oxidierter Alkohole Primäre Alkohole reagieren zu Aldehyde; Sekundäre zu Ketonen Untereinander keine Wasserstoffbrückenbindungen → niedrige Siedetemperatur Wasserstoffbrückenbindungen mit Wasser → gut wasserlöslich Produkt oxidierter Aldehyde -I-Effekt der C=O-Gruppe → Polarisierung der OH-Bindung Proton kann auf Basen übertragen werden → reagiert sauer Ester - Produkt aus Carbonsäure und Alkohol → Veresterung Spaltung von Ester mit Natron- oder Kalilauge → Verseifung Inhalt von Lösemitteln, Aroma-, Duft-, Kunststoffen Reaktionsmechanismen Hydrolyse: Die Spaltung einer polaren Bindung durch den Angriff eines Wassermoleküls (saure Hydrolyse), bzw. eines Hydroxid-Ions (alkalische Hydrolyse). Kondensation: Die Verknüpfung von funktionellen Gruppen unter der Abspaltung eines kleinen Moleküls Elektrophile Addition: Doppelbindungen sind leicht polarisierbare 兀-Elektronenpaare, die bei Annäherung eines Elektrophils polarisiert werden. Alken + Halogen (Elektrophil) → Dihalogenalkan 1. Verschieben der Elektronen; elektrophiler Angriff des Brom Moleküls; bei Annäherung des Br-Moleküls verschieben sich die Ladungen; Brom wird heterolytisch gespalten 2. Zwischenstufe: Bromonium-Ion - Bildung einer Carbenium-Ions Nucleophiler Angriff des Bromid-Ions; Rückseitenangriff, da eine sterische Hinderung vorliegt) 3. Bildung eines vicinalem 1,2-Dihalogenidalkan; kathodische Zwischenstufe sehr kurzlebig (Nachweisbar durch Chlorierung in Gegenwart von Bromid-Ionen) Bevorzugte Additionsorientierung - Regel von MARKOWNIKOW Bei der Anlagerung von Halogenwasserstoffen an asymmetrische Alkene wird das Wasserstoffatom immer an das wasserstoffreichere Kohlenstoffatom gebunden. Bei der Anlagerung des Protons dort bildet sich das stabilere Carbenium-Ion schneller. Die Stabilität folgt dem folgenden Muster: tertiär > sekundär > primär > CH 3+. Radikalische Substitution: (Bromradikale) „Homolytische Spaltung des Brom“ Nachweis für SR Nucleophlie Substitution: Angriff eines nucleophilen Teilchens am positiv polarisierten C-Atom. Heterolytische Bindungsspaltung des angreifenden Moleküls. Das angreifende nucleophile Teilchen ersetzt ein anderes. Unterscheidung zwischen S N1 (monomolekular + Reaktion läuft zweischrittig ab) und SN2 (hängt von zwei Molekülen ab, verläuft einschrittig) Veresterung: Verarbeitung von Erdöl und Erdgas 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. Raffinieren Cracken AE (Hydrierung) Dehydrierung SR AE AN (Hydratisierung) 8. E (Dehydratisierung) 9. SN 10. Veresterung 11. Verseifung (Ester-Hydrolyse) 12. Oxidation 13. Reduktion 14. AE 15. Oxidation 16. Salzbildung Kunststoffe Aufbau Polymere (Makromoleküle) Unterschiedliche mechanische und thermische Eigenschaften a) Thermoplasten: - Langkettig, wenig Verzweigt, linear - Van-der-Waals-Kräfte - Wird bei Wärme zähflüssig b) Duroplasten: - Netzartig verknüpft - Elektronenpaarbindungen - Zerstörung bei hoher Hitze c) Elastomere: - Weitmaschiger vernetzte Duroplasten - Behalten Form bei - Zerstörung bei hoher Hitze und Druck Synthese Monomere Polymerisation Polykondensation Polyaddition Alkene + Radikalstarter Diole + Dicarbonsäure Diisocyanate + Diole Diamine+Dicarbonsäure Abspaltung von kleinen Molekülen Nein Ja, z.B. Wasser Nein Polymere linear / verzweigt linear / vernetzt linear / vernetzt Kunststoffe Thermoplasten Thermo-/ Duroplasten Thermo-/ Duroplasten Typen Polyamide (PET), Polyester (Nylon) Polyurethan (PU) PE,PP, Plexiglas Radikalische Polymerisation: Farbstoffe Farbigkeit Bei der Absorption von Licht werden Elektronen im Atom angehoben Vom Grundzustand (LUMO) werden sie mit der Energie ΔE = E2-E1 | also HOMO -LUMO = h*v = h*f c = h* λ | also Planck-Konstante * Frequenz des Lichts | also Planck-Konstante * (Lichtgeschwindigkeit / Wellenlänge) Die Farbe erscheint in der Komplementärfarbe des absorbierten Lichts Die aufgenommene Energie kann: - zu einem Bindungsbruch führen (photochem. Reaktion) - in Form von Wärme abgegeben werden - wieder in Form von Licht abgegeben werden (Fluoreszenz, Phosphoreszenz) Doppelbindungsisomerie Isoliert: zwischen zwei Doppelbindungen mehrere Einfachbindungen Konjugiert: Doppel- & Einfachbindungen im wechsel Kumuliert: mehrere Doppelbindungen nebeneinander Je ausgedehnter das konjugierte Doppelbindungssystem, desto größer ist die Wellenlänge des absorbierten Lichts und desto geringer dessen Frequenz. Außerdem ist die für die Anregung benötigte Energie geringer und somit ist auch das absorbierte Licht energieärmer. Mesomerie Je stärker die Doppelbindungselektronen delokalisiert sind, umso… - …geringer ist die für die Anregung benötigte Energie. - …energieärmer ist das absorbierte Licht. - ..langwelliger ist das absorbierte Licht. - …ähnlicher ist die mesomere Grenzformel. Benzol (C6H6) Ringförmige Struktur mit drei delokalisierten Doppelbindungen Alle C-C-Bindungen sind gleichlang (länger als DoppelEinfachbindungen) Aromatische Bindungen Doppelbindungssytem. sind cyclisch, planar und haben und ein kürzer als konjugiertes Bromierung von Benzol Die typische Reaktion der aromatischen Verbindung ist die S E. Im Verlauf der Reaktion wird in den Molekülen ein angreifendes Elektrophil gegen ein Proton unter Erhalt des Aromatischen Bindungszustands ausgetauscht. Benzol lässt sich i.d.R. nur substituieren, wenn die Aktivierungsenergie durch einen Katalysator herabgesetzt wird. Zweitsubstitution Induktionseffekt (I-Effekt): nur Elektronegativität („Teilladung“) Stabiles Carbenium-Ion als Zwischenzustand beim elektrophilen Angriff, wenn Nachbar Alkylgruppe ist Erstsubstituent mit +-I Effekt (Elektronendonator) erleichtert Angriff Erstsubstituent mit --I Effekt (Elektronenakzeptor) destabilisiert Carbenium Ion Mesomerieeffekt (M-Effekt): echte Elektronen („echte Ladung“) Erstsubstituent +-M Effekt (Elektronendonator): eine weitere Resonanzformel in ortho und para Stellung Erstsubstituent --M Effekt (Elektronenakzeptor): ungünstige Ladungsverteilung in ortho und para Stellung Cyanine Atome bzw. Atomgruppen (Substituenten), die für die Farbigkeit verantwortlich sind - Auxochrome Gruppen: verschieben Absorptionsmaximum - Bathochrome Gruppen: (Rotverschiebung) Verschiebung zu längeren Wellenlängen - Hysochrome Gruppen: (Blauverschiebung) Verschiebung zu kürzeren Wellenlängen Anthrachinon-Farbstoffe Azo-Farbstoffe Triphenylmethan-Farbstoffe Indigo-Synthese Bayersches Verfahren Heumann-Synthese Textilien Fasertyp Herstellung Gewiinnung Fasermaterial Wolle Baumwolle Naturfaser (tierisch) Naturfaser (pflanzlich) / Schafschur (Rohwolle) Eiweiß (Keratin) Grundbausteine Aminosäure Samenhaare Baumwollpflanze Polyacryl der Polymerisation Acrylnitril Zellulose Polyacrylnitril β-Glucose-Moleküle Acrylnitril von Färbeverfahren für Textilien Färbeverfahren für Textilien Direktfärben Der wasserunlösliche Farbstoff wird direkt auf die Faser aufgebracht substantive Direktfärben ionische Direktfärbung Van-derWaals-Kräfte Ionenbindung geringe Waschechtheit etwas bessere Waschechtheit Proteinfasern Cellulosefasern Küpenfärbung Einlagerung des wasserunlöslichen Farbmittels in Faserhohlräumen Entwicklungsfärben Disperionsfärben Der Farbstoff entsteht erst auf der Faser Wasserunlösliche Farbmittel werden mit Hilfsstoffen zu einer Suspension verarbeitet. Die Faser absorbiert das Farbmittel Reaktivfärbung Beizenfärbung (Umweltbelastend durch Schwermetalle) Einlagerung des Farbmittels in das Molekülgitter kovalente Bindungen koordinative Bindungen hohe Waschechtheit sehr hohe Waschechtheit sehr hohe Waschechtheit sehr hohe Waschechtheit unpolare Kunstfaser wie Polyester Cellulosen fasern Cellulosefasern Proteinfasern Spektroskopie Wechselwirkung zwischen elektromagnetischen Strahlungen und der Materie f= c λ |f = Frequenz; c = Lichtgeschwindigkeit; λ = Wellenläge E=h*f=h* c λ Spektroskopie: Fotometrie: |E = Energie; h = 6,62*10-34Js (Plancksches Wirkungsquantum) - Strahlung auf Materie mit sich kontinuierlich ändernder Wellenlänge - Differenz der Intensität vorher und nachher werden im Diagramm abgebildet - Abhängigkeit des Verhältnisses der Strahlungsintensität von der Konzentration - hohe Konzentration = hohe Absorption - Lambert Bersches Gesetz: E(λ) = ελ * c * d E → Extinktion; λ → Wellenlänge; ε → Extinktionskoeffizient; c → Konzentration; d → Schichtdicke Glossar - -I Effekt Ein teilgeladenes Atom oder eine Gruppe mit einer elektronenschiebenden Wirkung (Elektronendonator). +-I Effekt Ein teilgeladenes Atom oder eine Gruppe mit einer elektronenziehenden Wirkung (Elektronenakzeptor). Addition Das Hinzufügen eines Atoms oder einer Stoffgruppe an einem Molekül. Carbenium-Ion Ein Molekül mit positiver Ladung. cis / trans - Isomerie Die cis-trans-Isomerie oder (Z)-(E)-Isomeriebezeichnet in der Chemie eine spezielle Form der Konfigurationsisomerie, bei der sich die Moleküle nur hinsichtlich der relativen Stellung von zwei Substituenten bezüglich einer Referenzebene unterscheiden. Cracken Lange Kohlenwasserstoffe werden in kürzere zerlegt. Dehydrierung Die Abspaltung von Wasserstoff. Elektrophil Ein positiv geladenes Teilchen. Eliminierung Das Entziehen eines Atoms oder einer Stoffgruppe an einem Molekül. Energiediagramm Die Darstellung der Energie der Produkte / Edukte im Verlauf einer Reaktion. Gesättigt Ein Kohlenstoffatom ist mit der maximalen Anzahl von Bindungspartnern durch Einfachbindungen gebunden. heterolytische Spaltung Die Spaltung einer Bindung, bei der die Elektronenpaare bei einem Atom bleiben. homolytische Spaltung Die Spaltung einer Bindung, bei der die Elektronenpaare gleichmäßig aufgeteilt werden. Inhibitoren Ein Hemmstoff, das Reaktionen verlangsamen oder stoppen kann. Iosmerie Moleküle mit der gleichen Summenformel bei unterschiedlichen Strukturen. Konformation Die Konformation eines organischen Moleküls beschreibt die räumliche Anordnung dessen drehbarer Bindungen an den Kohlenstoffatomen. Nucleophil Ein negativ geladenes Teilchen. primäres C-Atom Das C-Atom hat genau ein benachbartes C-Atom. quartäres C-Atom Das C-Atom hat genau vier benachbarte C-Atome. Radikale Sehr reaktive Atome mit einem ungepaarten Elektron. Raffinieren Reinigung und Veredlung mit Wasserstoff. Reformieren Als Reformierung wird der chemietechnische Prozess der Umwandlung von kettenförmigen Kohlenwasserstoffen in verzweigte bezeichnet. sekundäres C-Atom Das C-Atom hat genau zwei benachbarte C-Atome. sp3-hybridisiert Das Kohlenstoff-Atom hat in seiner äußeren Schale 4 Elektronen (Elektronenkonfiguration: 2s2 2p2). Davon liegen zwei Elektronen als Elektronenpaar (2s2) vor und zwei frei (2p2). Das bedeutet, dass nur zwei Elektronen für Bindungen zur Verfügung stehen. Allerdings würde dann die Oktettregel nicht erfüllt (höchstens 6 Elektronen). Andererseits ist bekannt, dass Kohlenstoff vierbindig ist (Bsp: CH4).Dies wird folgendermaßen erklärt: Die Valenzelektronen reorganisieren sich so, dass vier Elektronen für Bindungen zur Verfügung stehen. Das 2s- und die 2p-Orbitale verbinden sich zu vier sp3-Hybridorbitalen, die energetisch gleichwertig sind. (sp3 bedeutet, dass an diesen Hybridorbitalen ein s- und drei pOrbitale beteiligt sind.) Substitution Das Ersetzen eines Atoms oder einer Stoffgruppe an einem Molekül mit einem anderen. tertiäres C-Atom Das C-Atom hat genau drei benachbarte C-Atome. Ungesättigt Ein Kohlenstoffatom ist nicht mit der maximalen Anzahl von Bindungspartnern gebunden, sondern hat auch Mehrfachbindungen. π-Komplex Die Wechselwirkung zwischen einem π-Elektronensystem und einem Elektrophil. Es herrscht eine positive (Teil-)Ladung eines Atoms / einer Atomgruppe die sich am Molekül binden soll. σ-Komplex Ein π-Elektronensystem und ein Elektrophil gehen eine Elektronenpaarbindung ein. Aus dem instabilen π-Komplex wird ein stabiles σ-Komplex. Absorption Die Aufnahme bestimmter Wellenlängen, die durch Licht auf eine Materie gestrahlt werden. Die Elektronen im Atom werden hierbei angeregt und auf ein höheres Energieniveau angehoben. Emission Das Licht einer glühenden Flamme oder eines glühenden Körpers. Glühende Körper emittieren Licht in allen Wellenlängen. Farbaddition Bei selbstleuchtenden Farben addieren sich verschiedene Farben zu einer neuen. Die wird z.B. bei Fernsehern oder Projektoren genutzt. Überlagern sich die Grundfarben, so ergibt sich weiß. Farbsubtraktion Bei der Farbsubtraktion gilt das Prinzip der Absorption. Dem Licht werden unterschiedliche Anteile entzogen, die einen Farbeindruck vermitteln. Das Mischen dieser Farben ergibt hierbei schwarz. Dieses Verfahren wird beim Vierfarbendruck eingesetzt. Fluoreszenz Die Emission beim Elektronenübergang vom angeregten in den Grundzustand. Die Wellenlänge der Fluoreszenzstrahlung kann länger oder gleichlang sein, als die Wellenlänge der absorbierten Strahlung. Phosphoreszenz Beim Übergang von dem angeregten in den Grundzustand kommt es zu Elektronenspins, was, anders als bei der Fluoreszenz, zum Nachleuchten führt. Dieser kann Stundenlang anhalten (z.B. Notausgangsschilder). Chromophor Atomgruppen mit Mehrfachbindungen, worauf auch die Farbigkeit beruht (konjugierte Zweifachbindungen). Delokalisation Die Doppelbindungselektronen verteilen sich gleichmäßig über den gesamten Bereich des konjugierten Systems. So weiß man nicht genau wo eine Doppelbindung vorliegt und wo nicht. Konjugierte Doppelbindung Kohlenstoff-Doppelbindungen und Kohlenstoff-Einfachbindungen wechseln sich ab. Mesomerie / Mesomere Grenzformel Verdeutlicht die Delokalisation der Elektronen. Je weniger sich die Grenzformeln in ihrem Energiefehalt unterscheiden, umso größer ist das Absorptionsmaximum. Polyene langkettige Alkene HOMO höchster besetzter Elektronenzustand (highest occupied molecular orbital); angeregter Zustand LUMO niedrigster besetzter Elektronenzustand (lowest occupied molecular orbital); Grundzustand Bathochrom Rotverschiebung; das Absorptionsmaximum wird zum längerwelligen Bereich verschoben Hypsochrom Blau; das Absorptionsmaximum wird zum kürzerwelligen Bereich verschoben Elektrophile Substitution an Aromaten Im Verlauf der Reaktion wird in den Molekülen ein Proton gegen ein angreifendes Elektrophil unter Erhalt des aromatischen Bindungszustandes ausgetauscht. Benzol lässt sich i.d.R. nur substituieren, wenn die Aktivierungsenergie durch einen Katalysator herabgesetzt wird.
