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Chemie GK Lernzettel-NRW Abitur 2018

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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.
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