doc - ChidS

Philipps-Universität-Marburg
Fachbereich Chemie
Experimentalvortrag im Lehramt (Organik)
Leitung: Dr. P. Reiss / Prof. Dr. B. Neumüller
Protokollant: Alexander Achenbach
Hinweis:
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Experimentalvortrag
zum
Thema
Ester
Experimentalvortrag vom 16.01.2008
Alexander Achenbach
Auf dem Wehr 23
35037 Marburg
E-mail: [email protected]
1
Inhaltsverzeichnis
1. Theoretische Grundlagen ............................................................................................... 2
1.1 Carbonsäureester: ..................................................................................................... 2
1.1.1 Vorkommen: ..................................................................................................... 2
1.1.2 Struktur und Nomenklatur: ............................................................................... 4
1.1.3 Physikalische Eigenschaften: ............................................................................ 7
1.1.4 Darstellung: ..................................................................................................... 10
1.1.5 Verseifung: ...................................................................................................... 13
1.1.6 CH-acide Ester: ............................................................................................... 16
1.1.7 Verwendung .................................................................................................... 19
1.2 Ester anorganischer Säuren: ................................................................................... 24
1.2.1 Systematische Einordnung: ............................................................................. 24
1.2.2 Bekannte Beispiele: ........................................................................................ 25
2. Experimenteller Teil .................................................................................................... 30
2.1 Demonstration 1: Fruchtester:................................................................................ 30
2.2 Demonstration 2: Löslichkeit von Styropor:.......................................................... 33
2.3 Versuch 1: Wasserlöslichkeit von Essigsäureethylester: ....................................... 35
2.4 Versuch 2: Darstellung von Essigsäureethylester: ................................................. 37
2.5 Versuch 3: Alkalische Verseifung: ........................................................................ 39
2.6 Versuch 4: Quantitative Hydrolyse von Oxalsäurediethylester: ............................ 41
2.7 Versuch 5: Keto-Enol-Tautomerie von Acetessigsäureethylester: ........................ 43
2.8 Versuch 6: Darstellung eines Polyesters: ............................................................... 45
2.9 Versuch 7: Flammenfärbung mit Borsäuretrimethylester: .................................... 47
2
3. Literaturverzeichnis ..................................................................................................... 49
4. Abbildungsverzeichnis ................................................................................................. 50
4.1 Abbildungen, Theoretischer Teil / Power-Point Präsentation: .............................. 50
4.2 Abbildungen, Experimenteller Teil: ...................................................................... 55
3
1. Theoretische Grundlagen
1.1 Carbonsäureester:
1.1.1 Vorkommen:
Aus der Gruppe der Carbonylverbindungen besitzen neben den Amiden vor allem die
Ester eine außerordentlich große Bedeutung in der Natur. Die wichtigsten Naturstoffe
die aus Estern bestehen beziehungsweise Estergruppen enthalten, sind die Fette, die
Öle und die Wachse. Auch als Geschmacks- und Geruchsstoffe spielen vor allem
niedermolekulare Ester in der Tier- und Pflanzenwelt eine wichtige Rolle. Die
folgenden Absätze beschäftigen sich mit dem Aufbau dieser Stoffe, sowie mit
wichtigen Beispielen.
Wachse:
Von den drei genannten Stoffgruppen sind die Wachse am einfachsten aufgebaut. Sie
sind Ester langkettiger Carbonsäuren und langkettigen Alkoholen. Verestert also die
Carboxylgruppe der Säure mit der Hydroxylgruppe des Alkohols, erhält man ein sehr
langkettiges Molekül, welches in der Mitte eine Estergruppe besitzt. Damit gehören
Wachse zusammen mit den Fetten und Ölen zur Gruppe der Lipide.
Abb.: 6, Allgemeine Struktur von Wachsen
Natürliche Wachse sind in aller Regel recht komplizierte Mischungen aus Molekülen
verschiedener Carbonsäuren und Alkoholen. Ihrer Langkettigkeit und der genannten
Vielfältigkeit verdanken die Wachse ihre Konsistenz, die es ermöglicht, sich zu
verformen oder nur allmählich zu erweichen statt bei genau definierten Schmelz- oder
Siedepunkte zu den Aggregatzustand zu wechseln. Somit haben Wachse die nötigen
Voraussetzungen, um in der Natur Verwendung zu finden. Als eines der wichtigsten
2
Beispiele wäre zum Beispiel die Cuticula zu nennen, die Pflanzen vor der
Austrocknung bewahrt.
CH3(CH2)14COO(CH2)15CH3
CH3(CH2)24COO(CH2)29,31CH3
Hexadecyl-hexadecan-oat
Cetylpalmitat
Palmitinsäuremyricylester
Weitere wichtige Beispiele sind das Cetylpalmitat, welches in Walrat vorkommt.
Walrat ist im Kopf des Pottwals enthalten und dient als Rohstoff für Kosmetika und
Arzneimittel.
Palmitinsäuremyricylester ist zu 72 % in Bienenwachs enthalten.
Fette und Öle:
Fette und Öle sind Trieester des Glycerins (1,2,3-Propantriol) und verschiedener
Carbonsäuren, die man dann als Fettsäuren bezeichnet. Chemisch gesehen besteht
zwischen den Fetten und Ölen keine scharfe Grenze. Fette sind bei Raumtemperatur
fest, während Öle flüssig sind. Der Grund dafür ist, dass in Ölen ein höherer Anteil an
ungesättigten Fettsäuren gebunden ist. Dagegen enthalten Fette eher gesättigte
Fettsäuren. Durch katalytische Hydrierung lassen sich Öle in Fette überführen. Auf
diese Weise wird Margarine hergestellt.
Abb.: 4, Vereinfachte Darstellung von Fett
In der Biologie dienen die pflanzlichen und tierischen Fette und Öle als „Brennstoff“
und als Energiespeicher. Zudem spielen sie eine bedeutende Rolle als Bausteine von
Biomembranen. In diesem Zusammenhang sind die Phospholipide zu nennen, deren
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zwei- oder dreiwertiger Alkohol-Teil mit Carbonsäuren und Phosphorsäure verestert
sind (siehe auch 1.2).
Duftstoffe:
Als Duftstoffe haben die Ester sowohl im Tier- als auch im Pflanzenreich große
Bedeutung, wo sie der Kommunikation, der Anlockung oder der Abschreckung
dienen können. Eine wichtige Eigenschaft von Duftstoffen ist die gute Verteilbarkeit
in der Luft. Aus diesem Grund darf die Masse der verwendeten Moleküle einen
bestimmten Wert nicht überschreiten. Daher finden sich unter den „riechenden“
Estern nur niedermolekulare Vertreter, die gern als Fruchtester bezeichnet werden.
Bekanntes Beispiel für eine Pflanze, die Fruchtester enthält, ist das Einblütige
Wintergrün.
Abb.: 7, Pyrola uniflora (Einblütiges Wintergrün)
Einzelne, reine Ester kommen in der Natur praktisch nicht vor, sondern sie existieren
viel mehr in komplizierten Gemischen, in denen neben verschiedenen Estern aber
auch Vertreter zahlreicher anderer Stoffklassen vorkommen. So enthalten ätherische
Öle neben Estern auch noch verschiedene Terpene, Ether, Cumarine, Aldehyde,
Phenole oder Oxide.
1.1.2 Struktur und Nomenklatur:
Struktur:
Carbonsäureester entstehen durch die Reaktion von Alkansäuren (Carbonsäuren) mit
Alkanolen (siehe 1.1.4). Folgerichtig kann man Ester also als Produkt dieser beider
4
Moleküle verstehen, deren Grundkörper verknüpft mit der neu entstandenen
funktionellen Gruppe nun die Grundlage für die Nomenklatur darstellen. Zunächst
kann man die Carbonsäureester in die beiden entsprechenden Teile, den AlkansäureTeil und den Alkanol-Teil, aufteilen. Die Funktionelle Gruppe, die Estergruppe
besteht nun aus Teilen der alten Carboxylgruppe der Säure (Carbonylgruppe) und des
Sauerstoff-Atoms, welches von der Hydroxylgruppe des Alkohols übrig ist.
Kurz schreibt man für die Estergruppe –COOR.
Abb.: 9, Carbonsäure-, Alkoholteil
Nomenklatur:
Wie erwähnt sind für die Namensgebung der Ester die Kohlenstoff-Grundgerüste der
beiden enthaltenen Ausgangsmoleküle ausschlaggebend. Allerdings können diese in
unterschiedlicher
Reihenfolge
genannt
werden,
sodass
sich
verschiedene
Möglichkeiten für die Nomenklatur ergeben. Zum Einen kann die systematische, und
somit völlig korrekte Nomenklatur verwendet werden, zum Anderen die alternative,
weniger korrekte, aber sehr gebräuchliche Nomenklatur. Außerdem gibt es für
zahlreiche Ester im Handel gebräuchliche Trivialnamen wie zum Beispiel
Methylacetat oder Methylformiat.
Systematische Nomenklatur:
Systematisch betrachtet sind Ester Alkanoate. Je nach enthaltenem Grundkörper
spricht man von Alkyl- oder Arylalkanoaten. Als Substituent wird die Estergruppe
(–COOR) als Alkoxycarbonyl bezeichnet. Die folgende Grafik veranschaulicht die
Vorgehensweise bei der systematischen Nomenklatur. In Schwarz abgebildet ist das
Grundkörper der Alkansäure (hier Propansäure), in Grün der Grundkörper des
Alkanols (=Rest R!) (hier Butanol). Nennt man den Alkylrest des Alkohols
zuerst,gefolgt vom Grundkörper der Säure und hängt stellvertretend für die
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funktionelle Gruppe die Endung –oat an ergibt sich der vollständige systematische
Name.
Abb.: 11, Butylpropanoat
Gebräuchliche Nomenklatur:
Um die alternative, gebräuchliche Nomenklatur zu ergründen legen wir hier das
gleiche Beispielmolekül (Butylpropanoat) zugrunde. Bei dieser Variante wird der
komplette Name der beteiligten Carbonsäure vorangestellt. Dem folgt an zweiter
Stelle die Bezeichnung für den Alkylrest des Alkohols. Als Endung wird schließlich
die deutschsprachige Bezeichnung für die Stoffgruppe der Ester angehängt.
Abb.: 13, Propansäurebutylester
Cyclische Ester:
Cyclische Ester werden auch Lactone genannt, wobei es sich um einen Trivialnamen
handelt. Systematisch muss man diese cyclischen Ester als Oxa-2-cycloalkanone
bezeichnen. Diese Moleküle entstehen durch intermolekulare Veresterung von
Hydroxycarbonsäuren.
Alkansäure
und
Alkanol
sind
also
im
gleichen
Ausgangsmolekül vorhanden. Der griechische Buchstabe (hier Gamma) markiert das
Kohlenstoff-Atom an dem sich die Hydroxylgruppe befindet bzw. an dem der
Ringschluss erfolgt. Systematisch würden die unten abgebildeten Moleküle (von links
nach rechts) bezeichnet werden als
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Oxa-2- cyclopentan on und 5-Methyl-2-oxa cyclopentan on.
Abb.: 15, Lactone
1.1.3 Physikalische Eigenschaften:
Wie bei sämtlichen anderen Stoffgruppen oder Molekülen begründen sich auch die
physikalischen Eigenschaften der Ester zunächst auf dem Aufbau der funktionellen
Gruppe. Entscheidend dabei sind die am Aufbau beteiligten Atome sowie die Art der
Bindungen, über die sie miteinander verbunden sind. Aus den verschiedenen
Elektronegativitäten ergeben sich mehr oder weniger polare Bindungen bzw.
resultierende Polaritäten der ganzen funktionellen Gruppe, die Grund für viele
physikalische Eigenschaften sind. Die der funktionellen Gruppe anhängenden
Alkylreste beeinflussen diese Eigenschaften abhängig von ihrer Größe unterschiedlich
stark.
Polarität:
Die funktionelle Gruppe besteht aus zwei Teilen. Erstens aus der Carbonylgruppe, die
aus der Alkansäure stammt und zweitens aus dem Sauerstoff, der aus dem Alkohol
stammt. Aufgrund der unterschiedlichen Elektronegativitäten von Kohlenstoff
(EN=2,5) und Sauerstoff (EN=3,5) werden Bindungen zwischen den beiden Atomen
stark polarisiert, die ungleichmäßig verteilte Elektronendichte führt zur Ausbildung
eines Dipolmomentes, wie es die Carbonylgruppe besitzt. Das aus dem Alkanol
stammende Sauerstoff-Atom sorgt ebenfalls zur Ausbildung eines weiteren
7
Dipolmomentes (siehe Abb.:). Stellt man sich beide Dipole als Vektoren vor wird
deutlich, dass sich beide in beträchtlichem Maße gegeneinander aufheben. Nur die
gewinkelte Geometrie der funktionellen Gruppe sorgt für ein gewisses, resultierendes
Dipolmoment, welches allerdings nur einen Bruchteil dessen der Carbonylgruppe
ausmacht. Folglich besitzen Ester eine gewisse, schwache Polarität.
Abb.: 16, Dipolmoment der Estergruppe
Siedepunkte:
Im Hinblick auf die Siedepunkte der Ester sollen hier verschiedene organische
Stoffgruppen besprochen werden, um die Ester besser im Kontext betrachten zu
können. Der Siedepunkt eines Stoffes hängt im Wesentlichen von zwei Faktoren ab.
Zunächst von der molaren Masse. Je größer die Masse eines Stoffes ist, desto mehr
kinetische Energie wird auch benötigt, um ihn in die Gasphase übergehen zu lassen.
Des Weiteren sind die intermolekularen Anziehungskräfte von Bedeutung, also
Wasserstoffbrückenbindungen, Dipol-Dipol-Wechselwirkungen oder van der WaalsWechselwirkungen. Dabei sind die Wasserstoffbrücken am bedeutsamsten.
In der folgenden Tabelle werden die Siedepunkte von Beispielmolekülen aus den
organischen Stoffgruppen der Alkane, der Ester, der Alkohole und der Carbonsäuren
miteinander verglichen. Die Beispielmoleküle sind dabei so gewählt worden, dass sie
alle die gleiche molare Masse von etwa 88 g/mol besitzen. Somit kommen lediglich
noch die intermolekularen Wechselwirkungen zum tragen.
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Den niedrigsten Siedepunkt besitzt hier das Alkan. Aufgrund fehlender polarer
Gruppen können keine Wasserstoffbrücken ausgebildet werden. Zwischen Alkanen
bzw. Alkylresten wirken dagegen nur die schwächeren van der Waals-Kräfte. Der
Ester ist mit einer funktionellen Gruppe von eher schwacher Polarität ausgestattet. Der
polare Carbonyl-Sauerstoff kann Wasserstoffbrücken zum Wasserstoff der Alkylreste
ausbilden. Mit wachsendem Alkylrest tritt dieser Effekt in den Hintergrund. Ein
sprunghafter Anstieg der Siedepunkte ist dann bei den Alkoholen beobachtbar. Wegen
der vorhandenen Hydroxylgruppen können z.B. zwei Moleküle gleich zwei
Wasserstoffbrücken miteinander knüpfen. Die Carbonsäuren können zwischen ihren
Carboxylgruppen ebenfalls stabile Wasserstoffbrücken etablieren, zudem können sie
aufgrund der besonderen Geometrie der Carboxylgruppe Carbonsäure-Dimere
miteinander bilden, wodurch sich die Molekülmasse verdoppelt.
Wasserlöslichkeit:
Niedermolekulare Carbonsäureester zeigen eine geringe Wasserlöslichkeit. Diese ist
auf die Wechselwirkung zwischen dem polaren Carbonyl-Sauerstoff und dem
ebenfalls polaren Wasserstoff des Wassers zurückzuführen. Dabei handelt es sich
ebenfalls um Wasserstoffbrückenbindungen. Mit zunehmender Molekülgröße der
Alkansäureester nimmt dieser Effekt ab, da die Wirksamkeit des polaren Sauerstoffs
im Verhältnis zum wachsenden Anteil der Alkylreste sinkt.
Abb.: 21, Wasserlöslichkeit
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1.1.4 Darstellung:
Carbonsäuren reagieren mit Alkoholen gar nicht oder nur sehr langsam, sodass es
unter Umständen Tage oder Wochen dauert, bis sich ein Gleichgewicht eingestellt hat.
Gibt man allerdings katalytische Mengen einer Mineralsäure (Salzsäure oder
Schwefelsäure) hinzu und erhitzt das Gemisch, reagieren beide Ausgangsstoffe
miteinander. Dabei kommt es zur baldigen Einstellung des Gleichgewichts mit den
Produkten Ester und Wasser. Diese Reaktion wurde zuerst von Hermann Emil Fischer
(1852-1919) ausführlich beschrieben, wobei er auch erkannte, dass es sich um eine
Gleichgewichtsreaktion handelt. Aus diesem Grund wird das Verfahren auch als
Fischer-Veresterung bezeichnet.
Abb.: 23, Emil Fischer
Die Reaktion verläuft nur wenig exotherm und das Gleichgewicht ist schnell erreicht.
Es gibt aber mehrere Möglichkeiten, die Lage dieses Gleichgewichts nach rechts zu
verschieben, um eine höhere Ausbeute an Ester zu erreichen. Eine Möglichkeit ist es,
die Edukte im Überschuss einzusetzen. Dies wird ausgenutzt, wenn Carbonsäure oder
Alkohol preiswert sind. Dementsprechend kann die Reaktion im entsprechenden
Alkohol als Lösungsmittel durchgeführt werden. Eine andere Möglichkeit besteht
darin, eines der Reaktionsprodukte, z.B. durch Destillation, selektiv aus dem Gemisch
zu entfernen. Kehrt man die Reaktion um, indem man Wasser im Überschuss einsetzt,
spricht man von Verseifung oder Hydrolyse.
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Abb.: 24, Gleichgewichtsreaktion
Mechanismus der Fischer-Veresterung:
Zunächt kann man aus der Tatsache, dass eines der Reaktionsprodukte Wasser ist, den
Schluss ziehen, dass es sich bei der säurekatalysierten Veresterung um eine
Kondensationsreaktion handelt. Bei der Suche nach der Antwort auf die Frage, wie
Carbonsäure und Alkohol genau miteinander reagieren, wann die entscheidende
Bindung geknüpft wird und an welcher Stelle Wasser abgespalten wird, stellt sich
zunächst folgende Frage: Stammt der Sauerstoff im Wassermolekül aus der
Hydroxylgruppe der Carbonsäure oder aus dem Alkohol?
Abb.: 26, Isotopenmarkierung
Um die Antwort zu finden, bediente man sich der Isotopenmarkierung. Bei der
Veresterung von Benzoesäure mit Methanol wurde der Alkohol zuvor mit dem
Sauerstoffisotop O18 angereichert und so markiert. Bei diesem Versuch kann man mit
zwei Ergebnissen rechnen. Entweder der markierte Sauerstoff taucht im Ester auf oder
im Wasser. Der Ausgang des Experimentes zeigte, dass die erstere Variante stimmt,
der markierte Sauerstoff tauchte also nur im Ester auf. Dieser Versuch war eine der
ausschlaggebenden Beobachtungen, die zum folgenden Mechanismus führten:
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Mechanismus: Säurekatalysierte Veresterung
Abb.: 28, Mechanismus der säurekatalysierten, nucleophilen Acylsubstitution
Im ersten Schritt erfolgt die Protonierung am Carbonylsauerstoff. Dadurch entsteht
zunächst das delokalisierte Dihydroxycarbenium-Ion, was einen nucleophilen Angriff
am Carbonylkohlenstoff ermöglicht. Im zweiten Schritt greift der Hydroxylsauerstoff
des Alkohols nucleophil am Carbonylkohlenstoff an (nuckeophile Addition). Infolge
dessen verschiebt sich Elektronendichte in Richtung Carbonylsauerstoff. Die Bindung wird unter Auflösung der sp2-Hybridisierung gelöst. Im dritten Schritt wird
durch Abspaltung eines Protons vom Addukt das tetraedrische Zwischenprodukt
gebildet. Diese Spezies kann durch Protonierung des Alkoxysauerstoffs auch in
umgekehrter Richtung wieder in Alkohol und Carbonsäure zerfallen (reversibler
Mechanismus).
Im vierten Schritt führt die Protonierung an einem der beiden Hydroxylsauerstoffe zur
Eliminierung von Wasser. Anschließende Deprotonierung führt zum Ester.
Weitere Varianten der Darstellung:
Neben der einfachen Alkansäure sind auch andere, reaktivere Derivate der
Alkansäuren in der Lage, durch die Umsetzung mit Alkoholen Ester zu bilden. Bei der
Reaktion von Säureanhydrid mit Alkohol zischt das Gemisch bereits heftig bei
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Zugabe von wenigen tropfen Schwefelsäure. Noch heftiger setzt die Reaktion bei
Einsatz von Säurechlorid ein (vorsicht Spritzgefahr)!
1.1.5 Verseifung:
Ester können gespalten werden, wodurch die am Aufbau der Ester beteiligten
Carbonsäuren und Alkohole wieder freigesetzt werden. Diese Esterspaltung kann auf
zwei verschiedene Arten geschehen. Entweder wird der Ester mit Hilfe von starken
Basen umgesetzt, oder er wird zusammen mit einem Überschuss von Wasser erhitzt,
wobei das oben besprochene Gleichgewicht gezwungen wird, sich auf die Edukt-Seite
zu verschieben. Mit der Umsetzung mittels Base wird im engeren Sinne die
Bezeichnung „Verseifung“ in Zusammenhang gebracht. Diese entspricht also der
basischen Hydrolyse eines Esters. Im zweiten genannten Fall hydrolysiert der Ester
unter Einsatz eines Überschusses von Wasser und katalytischen Mengen von
Mineralsäure. Aus diesem Grund spricht man im weiteren Sinne auch hierbei von
„Verseifung“. Besser spricht man allerdings von saurer Esterspaltung oder von der
Umkehrung der säurekatalysierten Veresterung. Der Begriff Verseifung stammt
übrigens aus der Herstellung von Seife aus Fetten, bei der die basische Hydrolyse
genutzt wird.
Abb.: 29, Kernseife
Unter dem Begriff Hydrolyse versteht man die Spaltung einer Verbindung durch die
Reaktion
von
Wasser.
Diese
Reaktion
stellt
somit
die
Umkehrung der
Kondensationsreaktion dar. Formal wird ein Proton an das eine, das übrige HydroxidIon an das andere der beiden Produkte gebunden.
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Baseinduzierte Esterhydrolyse:
Wie die Bezeichnung der Reaktion verrät, wird diese Variante der Esterhydrolyse
durch den Einsatz von basischen Stoffen eingeleitet, welche das schwächere
Nucleophil Wasser in das negativ geladene, stärker nucleophile Hydroxid-Ion
überführt. Hydroxid kann natürlich auch direkt als Base eingesetzt werden. Bei der
Reaktion müssen mindestens stöchiometrische Mengen des Hydroxids verwendet
werden. Oft benutzt man auch einen Überschuss.
Abb.: 31, Additions-Eliminierungs-Mechanismus der baseinduzierten Esterhydrolyse
Im ersten Schritt wird das Hydroxid-Ion nucleophil an den Carbonykohlenstoff
addiert. Dabei wird der sp2-hybridisierte Zustand des ursprünglich trigonal
koordinierten Kohlenstoff-Atoms aufgehoben. Es entsteht eine tetraedrische
Zwischenstufe. Im zweiten Schritt erfolgt die Abspaltung des Alkoholat-Ions. Die sp2Hybridisierung wird wieder hergestellt. Im dritten Schritt wird die entstandene
Carbonsäure vom stark basischen Alkoholat-Ion deprotoniert. Übrig bleibt ein
Alkohol und das Carboxylat-Ion. Die Reaktion verläuft vollständig in Hinrichtung und
ist praktisch irreversibel.
Häufig wird die basische Hydrolyse bei der Identifizierung unbekannter Ester aus
natürlichen Quellen verwendet. Durch die Freisetzung des am Aufbau des Esters
beteiligten Alkohols kann dessen Struktur leichter bestimmt werden.
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Säurekatalysierte Hydrolyse von Estern:
Ester reagieren nicht ohne Weiteres mit Wasser. Setzt man hingegen etwas
Mineralsäure als Katalysator hinzu und erhitzt das Reaktionsgemisch, findet
Hydrolyse statt. Das bedeutet, dass der Ester ebenfalls unter Bildung von Alkohol und
Carbonsäure gespalten wird. Bei diesem Prozess handelt es sich um die identische
Gleichgewichtsreaktion, wie sie schon oben (siehe 1.1.4) besprochen wurde. Den
Beweis für diesen Ablauf in umgekehrter Richtung liefert die zunehmende saure
Reaktion. Wie bei der Darstellung von Estern kann auch hier im Gegenzug der
Einsatz eines Eduktes im Überschuss (Wasser) oder die Entfernung eines Produktes
aus dem Gleichgewicht zur Erhöhung der Ausbeute bzw. zur vollständigen
Umsetzung ausgenutzt werden.
Mechanismus: Umkehr säurekatalysierte Veresterung (siehe 1.1.4)
Abb.: 33, Gleichgewicht Hydrolyse
Genau dies kann zum Beispiel in der Analyse Anwendung finden. Über die
quantitative Hydrolyse von Estern kann der Gehalt eines Gemisches oder Extraktes an
Estern ermittelt werden. Die Zugabe eines definierten Volumens von unbekanntem
Gehalt an Ester kann unter Einsatz eines Überschusses von Wasser hydrolysiert
werden. Die zunehmend in den sauren pH-Bereich neigende Lösung wird parallel mit
einer Base neutralisiert. Über den Verbrauch an Base kann schließlich der eingesetzte
Anteil an Ester(n) ermittelt werden.
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1.1.6 CH-acide Ester:
Acidität von Estern:
In diesem Abschnitt soll die Acidität des -Wasserstoffatoms von Estern betrachtet
werden. Dabei gilt neben den Estern auch für alle anderen Stoffgruppen: Die
betroffene C-H-Bindung ist umso saurer, je besser das nach der Deprotonierung
gebildete Anion stabilisiert werden kann. Um die hohe Acidität des Wasserstoffatoms in Carbonylverbindungen zu erklären, empfiehlt es sich, die
besondere Stabilität des Enolat-Anions anhand von Orbitalmodellen zu verdeutlichen:
Abb.: 63, Wasserstoffabstraktion und Stabilisierung des Enolat-Anions
Steht die C-H-Bindung senkrecht zu den p-Orbitalen der Carbonylgruppe, kann die
überschüssige Elektronendichte delokalisiert werden. Die beiden mesomeren Grenzstrukturen verdeutlichen das.
Im Vergleich zu Carbonsäuren, deren pks-Werte sich um 5 bewegen (Stabilisierung
des Carboxylat-Anions), sind die -Wasserstoffatome in den übrigen Carbonylverbindungen, zu denen die Ester gehören, nur sehr schwach sauer. Während die pksWerte von Aldehyden um 17 und die von Ketonen um 19 liegen, zeigen sich die pksWerte der Ester etwa bei 25. Tritt in einem Molekül der Fall auf, dass eine C-HBindung an zwei Carbonylgruppen geknüpft ist, bedeutet das für diese spezielle
Carbonylverbindung eine besonders stabile Ausbildung von Enolat-Anionen. Der
Grund für die besondere Stabilität der Enolat-Anionen dieser sogenannten Dicarbonylverbindungen ist die Delokalisation der negativen Ladung über beide
Carbonyl-Sauerstoffatome. Beispiele für solche Moleküle sind 1,3--Ketoester wie
Acetessigsäureethylester und 1,3-Diester wie Malonsäureethylester.
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Abb.: 35, Mesomeriestabilisierung von -Keto-Carbonsäureestern
Keto-Enol-Tautomerie:
Neben Aldehyden und Ketonen liegen auch Vertreter der oben besprochenen 1,3-Ketoester wie der Acetessigsäureethylester in einem zwei Strukturisomere
enthaltenden Gleichgewicht vor. Die Rede ist von der Keto-Form und der Enol-Form,
die sich nur durch die Position eines Protons und einer Doppelbindung unterscheiden.
Ein solches Gleichgewicht heißt Keto-Enol-Tautomerie.
Definition: Tautomerie:
(griech.: tauto, gleich / meros, Teil)
Chemisches Gleichgewicht, bei dem zwei tautomere Moleküle miteinander im
Gleichgewicht stehen. Tautomere Moleküle sind Konstitutionsisomere, die sich durch
die Position eines Protons unterscheiden. [5]
Diese Keto-Enol-Tautomerie weist auch der erwähnte Acetessigsäureethylester auf.
Dabei steht das mesomeriestabilisierte Enolat-Anion im Gleichgewicht mit der
tautomeren Enol-Form. Die einfachen Aldehyde, Ketone und 1,3--Ketoester liegen
in der Regel größtenteils in der Keto-Form vor.
Abb.: 37, Enolat-Enol-Gleichgewicht
17
Der Hauptgrund für die größere Stabilität der Keto-Form ist die höhere Summe der
Bindungsenergien von C-O-Doppelbindung und C-H-Bindung gegenüber derjenigen
von C-C-Doppelbindung und O-H-Bindung. Als Nachweis für die Existenz dieses
Gleichgewichts kann die Enol-Form durch Zugabe von Eisen(III)-Kationen
komplexiert werden, was sich anhand des Auftretens einer orange-roten-Färbung der
Lösung zeigen lässt.
Abb.: 38, Eisentrienolat
Dabei wirkt das Enolat-Anion des Esters als zweizähniger Ligand, der das Eisen(III)Kation in einem Chelat-Komplex oktaedrisch koordiniert. Man kann diesen Komplex
als Eisentrienolat bezeichnen. Entfernt man die Enol-Form mittels Bromwasser aus
dem tautomeren Gleichgewicht, verschwindet zunächst die vom Komplex verursachte
Färbung. Gibt man dem System etwas Zeit, kann man beobachten, wie sich das
Gleichgewicht von Neuem einstellt, worauf auch wieder der farbige Komplex gebildet
wird.
18
Onium-Mechanismus: Trans-Addition von Brom an die C-C-Doppelbindung
Abb.: 39, Onium-Mechanismus
Im ersten Schritt greifen die p-Elektronen der Doppelbindung aufgrund ihres
nucleophilen Charakters das Brommolekül an und substituieren Bromid, welches als
Abgangsgruppe fungiert. Als Zwischenprodukt entsteht ein cyclisches BromoniumIon. Im zweiten Schritt wird das starre Bromonium-Ion aus elektronischen Gründen
durch Rückseitenangriff vom Bromid stereospezifisch geöffnet. Dabei fungiert das
überbrückende Bromatom als Abgangsgruppe. Im dritten Schritt wird durch die
Abspaltung eines Protons Bromwasserstoff freigesetzt.
1.1.7 Verwendung
Allgemeine Anwendungsgebiete:
Wegen ihrer charakteristischen sowie angenehmen Düfte werden sehr viele Ester als
Aromastoffe in den verschiedensten Anwendungen eingesetzt. Dabei kann es sich um
Lebensmittelzusatzstoffe handeln, aber ebenso um die Parfümherstellung oder die
Herstellung von Arzneimitteln. Dabei werden oft mehrere Ester auf einmal eingesetzt,
um den genauen Ansprüchen der Zielgruppe der Produkte zu entsprechen.
19
Abb.: 40, Parfüm
Abb.: 41, Uhu-Alleskleber
Einige niedermolekulare Ester sind wegen ihrer physikalischen Eigenschaften für den
Einsatz als Lösungsmittel bedeutsam. Auch als Lösungsmittel finden Ester in den
verschiedensten Bereichen Anwendung. Der typische Geruch von Uhu®-Alleskleber
geht zum Beispiel auf Essigsäureethylester zurück. Ein anderes, ähnliches Beispiel ist
Essigsäuremethylester. Beide finden hauptsächlich als Lösungsmittel in der FarbstoffLack- und Klebstoffindustrie Verwendung. Weitere Anwendungen finden sich in den
Bereichen Kosmetik- (Nagellack), Pharma- und Pflanzenschutzmittelindustrie. In
vielen weiteren Gebieten werden Ester als aprotisch polare Lösungsmittel verwendet.
Zwar auch in der Nahrung, jedoch nicht als Aromastoffe, sondern als Konservierungsstoffe findet man die sogenannten PHB-Ester. Sie gehören zu den Parabenen und sind
Ester der para-Hydroxybenzoesäure. Von der Europäischen Union zugelassen Werden
sie als E 214 – E 219 gekennzeichnet, oft auch als Methyl-, Ethyl-, Propyl- oder
Benzylparaben. Sie dienen als Konservierungstoffe und Antioxidationsmittel in
Kosmetika (Cremes, Lotionen, Lippenstifte, Rasierwässer, Shampoos, Duschgels,
Sonnencremes und Seifen), aber auch in Nahrungsmitteln (Fischkonserven, Senf,
Mayonnaise, Salat, Salatölen und Marzipan).
PHB-Ester sind möglicherweise gefährlich. Trotz Zulassung stehen sie unter Verdacht
Allergien und Krebs auszulösen. Die konservierende Wirkung ist so stark, dass sie
auch noch im menschlichen Körper, zum Beispiel nach dem Auftragen auf die Haut,
bestimmte Enzymaktivitäten stark beeinträchtigen! An Krebstumoren durchgeführte
Autopsien haben Rückstände von PHB-Estern ergeben.
20
Abb.: 42, Fischkonserve
Abb.: 43, Aspirin
Als Wirkstoff von Aspirin® und anderen Medikamenten ist das Schmerzmittel
Acetylsalicylsäure bekannt. Dieser Ester der Salicylsäure wird durch Reaktion mit
Säureanhydrid synthetisiert. Aspirin® wurde 1899 zum Patent angemeldet und hemmt
seitdem die Synthese von Prostaglandinen im Körper, Gewebshormone, die unter
anderem für das Empfinden von Schmerz sorgen.
Abb.: 44, Darstellung von Acetylsalicysäure
Polyester:
Polyester gehören zu den Polymeren. Je nach Art der Entstehung kann man alle
Polymere in zwei Untergruppen einteilen. Polymerisate oder Additionspolymere
entstehen durch wiederholte Addition, von Monomeren an eine Polymerkette.
Polykondensate, zu denen die Polyester gehören, entstehen hingegen
durch die
Reaktionen zweier Monomere miteinander, welche jeweils mindestens zwei
funktionelle Gruppen enthalten müssen. Aufgrund dieser Feststellungen sind Polyester
somit Polykondensate aus Dicarbonsäure- und Diolmonomeren.
Die mit Abstand bedeutendsten und am meisten verwendeten Polyester sind
Polyethylesterephthalat PET und Polycarbonat PC. Polyethylenterephthalat ist ein
thermoplastischer Kunststoff aus Terephthalsäure und 1,2-Ethandiol. Er findet
vielseitigste Anwendung wie zum Beispiel als Getränkeflasche oder Textilfaser.
Polycarbonat wird aus Phosgen, dem Dichlorid der Kohlensäure, und Diolen
21
hergestellt. Die Anwendungsgebiete sind auch hier fast grenzenlos, unter Anderem
werden CD`s, DVD`s und Brillengläser daraus hergestellt. Phthalsäureester,
Fettsäureester und Citronensäureester werden als Weichmacher in anderen
Kunststoffen wie Polyvinylchlorid PVC eingesetzt.
Abb.: 45, PET-Flasche
Abb.: 46, Zitronen
Abb.: 47, PVC-Platte
Bei der Darstellung von Polyestern kann man je nach Auswahl der eingesetzten Stoffe
lineare oder vernetzte Polyester erzeugen. Bei Verwendung einfacher Dicarbonsäuren
und Diolen kommt es zur Bildung einfacher Ketten ohne Verzweigungen. Setzt man
Stoffe ein, die mehr als zwei funktionelle Gruppen besitzen, können hingegen solche
Verzweigungen entstehen. Zur Ausbildung eines Netzwerkes würde zum Beispiel
schon der Einsatz eines Triols statt eines Diols ausreichen.
Abb.: 49, Vorgehensweise bei der Darstellung von Polyestern
Ein Beispiel für die Darstellung eines solchen vernetzten Polyesters, der wie oben
erwähnt als Weichmacher in PVC eingesetzt wird, soll im Folgenden kurz erläutert
22
werden. Als Monomere werden hier Citronensäure und Ricinusöl eingesetzt.
Citronensäure (2-Hydroxy-1,2,3-propantricarbonsäure) enthält statt zwei sogar drei
Carboxylgruppen, welche verestert werden können. Zusätzlich besitzt das Molekül am
zweiten Kohlenstoff-Atom noch eine Hydroxy-Funktion, die zur Knüpfung weiterer
Esterbindungen genutzt werden kann. Die Rolle des Diols wird hier von Ricinusöl
eingenommen. Dieses Öl besteht aus Triglyceriden, dessen durchschnittlicher Anteil
an Fettsäuren mit 89,5 % Ricinolsäure und 10,5 % anderen Carbonsäuren angegeben
wird. Das bedeutet, dass pro Molekül mindestens zwei Moleküle Ricinolsäure mit
dem 1,2,3-Propantriol verestert sind. Das besondere an Ricinolsäure ist nicht nur der
ungesättigte Charakter durch die cis-Doppelbindung am 9. Kohlenstoff-Atom,
sondern auch die Hydroxy-Funktion am 12. Kohlenstoff-Atom, auf die es hier
ankommt. Auf diese Weise kann das Triglycerid als Diol funktionieren und über die
Hydroxylgruppen Esterbindungen mit Citronensäure knüpfen.
Abb.: 50, Zitronensäure
Abb.: 51, Ricinolsäure
23
1.2 Ester anorganischer Säuren:
1.2.1 Systematische Einordnung:
Die unter 1.1 behandelten organischen Ester leiten sich von den Carbonsäuren ab,
indem das saure Wasserstoff-Atom durch eine Alkylgruppe ersetzt wird. Dabei findet
die tatsächliche Kondensation von Wasser statt. Ester im weiteren Sinne sind die Ester
anorganischer Säuren. Sie leiten sich analog ebenfalls durch den Ersatz des sauren
Wasserstoff-Atoms der Säure her. Dabei findet je nach eingesetzter Säure tatsächliche
oder formale Kondensation statt. Die Nomenklatur dieser Verbindungen erfolgt über
den zuerst genannten Alkylrest, der aus dem Alkohol stammt und dem Anhängen des
Namens des Anions der Säure. Zum Beispiel herhält man aus Schwefelsäure durch
ein- oder zweifache Veresterung mit Ethanol Mono- oder Diester der Schwefelsäure,
welche dann als Ethylhydrogensulfat oder Diethylsulfat bezeichnet würden. Weitere
esterbildende anorganische Säuren sind Phosphorsäure, Salpetersäure, Borsäure oder
Chromsäure.
Abb.: 64, Veresterung anorganischer Säuren
Viele dieser Ester haben sehr individuelle Eigenschaften, weshalb ihnen große
Bedeutung in Natur und Technik zukommt. Ester der Salpetersäure werden nicht nur
als Sprengstoff verwendet, sondern auch in Form von Tischtennisbällen oder in der
Medizin. Phosphorigsäureester wurden in der Vergangenheit als militärische
Kampfstoffe oder als Insektizide verwendet. Während dessen erfüllen Adenosinester
der Phosphorsäure (ATP) bzw. Phosphorsäure verestert mit Desoxiribose (DNS)
fundamentale Aufgaben in der Biologie. Schwefelsäureester höherer Alkanole werden
gerne in der Kosmetik und als Waschmittel genutzt.
24
Abb.: 61, Veresterung von ortho-Borsäure
Die durch Schwefelsäure katalysierte Veresterung von ortho-Borsäure und Methanol
wird zum Nachweis von Bor in der qualitativen Analyse angewandt. Die Reaktion
liefert ortho-Borsäuretrimethylester bzw. Trimethylborat. Angezündet verbrennt der
gebildete Ester mit charakteristisch grüner Flamme.
Abb.: 62, Flammenfärbung mit Borsäuretrimethylester
1.2.2 Bekannte Beispiele:
Parathion:
Parathion ist ein Ethylester der Thiophosphorsäure. Der systematische Name lautet
O,O-Diethyl-O-(para-nitrophenyl)-thiophosphorsäureester. Oft auch als Thiophos
oder Schwiegermuttergift bezeichnet ist der Stoff auch als E-605 (E =
Entwicklungsnummer) im Handel erhältlich, allerdings in Deutschland und vielen
anderen Ländern nicht zugelassen. Parathion ist eine farblose Flüssigkeit mit leicht
lauchartigem Geruch. Für Insekten und Warmblüter ist der Stoff äußerst toxisch,
jedoch nicht für Pflanzen, weshalb es auch heute noch als Pflanzenschutzmittel in
Gebrauch ist. Das starke Kontaktgift wird rasch über die Haut aufgenommen und
blockiert im Körper das Enzym Acetylcholinesterase, welches für den Abbau des
Neurotransmitters Acetylcholin verantwortlich ist, irreversibel. Dabei wird Parathion
durch oxidative Entschwefelung in sein Sauerstoffanalogon Paraoxon umgewandelt.
25
Außerdem aktiviert der Stoff Muskarin-
und Nikotinrezeptoren, wodurch es zu
Erbrechen, Durchfall, Krämpfen und Muskellähmungen kommt.
Sarin:
Sarin ist der Isopropylester der Methylfluorophosphonsäure, einem Derivat der
Phosphonsäure. Der Trivialname stammt von den Erfindern Schrader, Ambros,
Rüdiger und Linde die Sarin 1938 im Zuge der Forschung an Phosphorverbindungen
entdeckt hatten. Ursprünglich sollte Sarin aufgrund seiner chemischen Verwandtschaft
zum oben genannten Parathion als Insektenvernichtungsmittel eingesetzt werden.
Ebenfalls besteht eine strukturelle Ähnlichkeit zu den Kampfstoffen Soman und
Tabun. Wegen seiner toxischen Eigenschaften, wurde Sarin umfunktioniert und ab
1944 von den Nationalsozialisten in großem Maßstab als chemischer Kampfstoff
produziert und gelagert. Während des kalten Krieges hielten sowohl die Vereinigten
Staaten als auch die Sowjetunion große Mengen des Kampfgases bereit. Im ersten
Golfkrieg vom Irak verwendet, setzte Saddam Hussein das Gas auch 1988 bei einem
Angriff auf die kurdische Minderheit im Nordirak ein, wobei ungefähr 5000
Menschen getötet und 3000 verletzt wurden. Wie Parathion verhindert auch Sarin den
Abbau der Acetylcholinesterase an den Synapsen, wodurch es zu Überreizung kommt.
Nach Nasenlaufen und unkontrolliertem Speichelfluss setzten Muskelzucken und
Krämpfe ein, der Tod tritt durch Atemlähmung ein.
Abb.: 54, Parathion
Abb.: 55, Sarin
26
Natriumlaurylsulfat:
Als
Produkt
der
Veresterung
von
Schwefelsäure
mit
Dodecanol
stellt
Natriumlaurylsulfat einen Monoester der Schwefelsäure dar. An das Sulfat-Anion ist
einerseits der Alkylrest geknüpft, als Gegenion fungiert ein Natrium-Kation. Der
polare „Kopf“ des Moleküls und der unpolare, lange Alkylrest machen den Stoff zu
einem anionischen Tensid, weshalb Natriumlaurylsulfat als Detergenz Verwendung
findet. Neben der Micellenbildung, die der Grund für die reinigende Wirkung ist, kann
es auch als Emulgator und sogar als Denaturierungsmittel für Proteine verwendet
werden. Natriumlaurylsulfat wird aufgrund dieser Eigenschaften in fast jedem
Duschgel oder Shampoo sowie in Lotionen, Salben, Cremes und anderen
kosmetischen Produkten wie Zahnpasta eingesetzt, obwohl es unter Verdacht steht
allergieauslösend zu sein. Neben Hautreizungen kann Natriumlaurylsulfat bei
empfindlicheren Menschen Aphthen auslösen, also schmerzhafte, blasenähnliche
Entzündungen im Mundraum.
Dimethylsulfat:
Dimethylsulfat ist der Dimethylester der Schwefelsäure. Nicht selten wird die
Abkürzung DMS benutzt, die aber auch für Dimethylsulfid stehen kann. Die farblose,
ölige Flüssigkeit ist ein starkes Methylierungsmittel, wird also für zahlreiche
Reaktionen in der chemischen Industrie benötigt. Die hohe Methylierungsfähigkeit
beruht auch dem Verhalten des Sulfat-Anions bei nucleophilen Angriffen. Das SulfatAnion
ist
ein
sehr
schwaches
Stabilisierungsmöglichkeiten
von
Nucleophil
und
Elektronendichte
aufgrund
eine
der
guten
hervorragende
Abgangsgruppe bei nucleophilen Substitutionen. Diemethylsulfat ist sehr giftig und
eindeutig karzinogen sowie mutmaßlich mutagen. Da eine gewisse Warnwirkung, wie
strenger Geruch oder Ähnliches fehlt, kann der Stoff, aufgenommen über die Haut
oder die Atemwege, zunächst unbemerkt seine methylierende Wirkung entfalten. Da
Dimethylsulfat auch die DNA methyliert, sterben betroffene Zellen entweder ab oder
mutieren, weil die Erbinformation nicht mehr fehlerfrei abgelesen werden kann.
27
Abb.: 56, Natriumlaurylsulfat
Abb.: 57, Dimethylsulfat
Glycerintrinitrat:
Bei Glycerintrinitrat oder systematisch Propan-1,2,3-triyltrinitrat handelt es sich um
einen Triester der Salpetersäure. Der bekanntere Trivialname Nitroglycerin ist
irreführend, weil das Präfx Nitro- auf NO2-Gruppen hinweist, die an ein KohlenstoffAtom gebunden sind.
Die bei Standardbedingungen farblose und geruchlose Flüssigkeit von süßlichem
Geschmack
führt
schon
bei
Einnahme
geringster
Mengen
(0,01
g)
zu
Vergiftungserscheinungen. Glycerintrinitrat ist wegen des Sauerstoffüberschusses eine
instabile
Verbindung.
Bereits
durch
Zuführung
geringster
Mengen
Aktivierungsenergie, beispielsweise durch den Fallhammerversuch, zersetzt sich der
Stoff explosionsartig in einer stark exothermen Reaktion binnen kürzester Zeit in
gasförmige Produkte.
4 C3H5(ONO2)3 (l)
12 CO2 (g) + 10 H2O (g) + 5 N2 (g) + 2 NO (g)
Die Detonationsgeschwindigkeit beträgt 6700-8500 m/s. Die Darstellung geschieht
durch Veresterung der drei Hydroxylgruppen mittels Nitriersäure. Wegen der
extremen Stoßempfindlichkeit war Glycerintrinitrat früher nur schwierig zu
transportieren und der Einsatz als Sprengstoff somit unpraktisch. Alfred Nobel hatte
1867 den Einfall, den Stoff in Kieselgur einzulagern. Das so entstandene Dynamit war
leichter zu handhaben, was den Einsatz in großen Mengen erst ermöglichte.
28
Abb.: 59, Propan-1,2,3-triolnitrat
29
2. Experimenteller Teil
2.1 Demonstration 1: Fruchtester:
Chemikalien:
Schwefelsäure (w=0.95-0,97) R: 35
S: 26-30-45
Gefahrensymbol: C
Verschiedene Carbonsäuren:
Ameisensäure
R: 35
S: 23-26-45
Gefahrensymbol: C
Essigsäure
R: 10-35
S: 23-26-45
Gefahrensymbol: C
Propansäure
R: 34
S: 23-36-45
Gefahrensymbol: C
Butansäure !
R: 34
S: 1/2-26-36-45
Gefahrensymbol: C
Benzoesäure
R: 22-36
S: 24
Gefahrensymbol: Xn
Salicylsäure
R: 22-41
S: 22-24-26-39
Gefahrensymbol: Xn
Verschiedene Alkohole:
Methanol !
R: 11-23/24/25-39
S: 1/2-7-16-36/37-45
Gefahrensymbol:F, T+
Ethanol
R: 11
S: 7-16
Gefahrensymbol: F
1-Propanol
R: 11-41-67
S: 7-16-24-26-39
Gefahrensymbol:
F,
Xi
1-Butanol
R: 10-22-37/28-41- S: 7/9-13-26-37/39-46
Gefahrensymbol: Xn
67
1-Pentanol
R: 10-20-37-66
S: 2-46
Gefahrensymbol: Xn
Geräte:
Reagenzgläser
Peleusball
Reagenzglasständer
Heizplatte mit Magnetrührer
Reagenzglasklammer
Becherglas 600 ml
2 Messpipetten 10 ml
Rührfisch
30
Entsorgung:
Reste von Säuren, Alkoholen und Ester neutral in die organischen Lösemittelabfälle
entsorgen!
Versuchsaufbau:
Für Geruchsprobe einfach im Reagenzglas. Bei größeren Mengen am Rückfluss kochen.
Abb.: 2.1
Abb.: 2.2
Vorbereitungen:
Für den Vortrag werden sämtliche Ester vorher dargestellt und schließlich nur noch zur
Geruchsprobe herumgegeben.
Versuchsdurchführung:
Im Reagenzglas:
Im Reagenzglas werden 2 ml flüssige Carbonsäure (im Falle von Ameisensäure oder
Essigsäure) oder 1 g feste Carbonsäure (im Falle von Benzoesäure oder Salicylsäure) mit
2 ml konzentrierter Schwefelsäure vorsichtig zusammengegeben. Vorsicht: Gemisch kann
bei Zugabe von Schwefelsäure zu Sieden beginnen. Durch vorsichtiges Schütteln
31
vermischen und schließlich im ca. 80 °C warmen Wasserbad erwärmen. Man testet
vorsichtig durch fächelndes Riechen die Aromen der entstandenen Produkte.
Kochen am Rückfluss:
Dabei werden von Carbonsäuren und Alkoholen jeweils 50 ml mit 20 ml konzentrierter
Schwefelsäure versetzt. Vorsicht Spritzgefahr bei Zugabe von Schwefelsäure. Der
Heizpilz wird dabei lediglich auf Stufe 1 geschaltet. Die Dauer der Erhitzung ist
unterschiedlich und liegt etwa zwischen 10 und 20 Minuten. Da Abdestillieren je nach
Siedepunkten unzureichend gut funktioniert, erreicht man oft eine bessere Abtrennung
durch Mischen mit Wasser im Scheidetrichter und zügiger Abtrennung der organischen
Phase.
Beobachtungen:
Folgende Reaktionsprodukte erinnern an bestimmte Früchte oder andere Aromen. Dabei
kommt es oft auf die richtige Verdünnung oder die Intensität des Dufts an:
Essigsäure
2-Pentanol
Essigsäureisopentylester (Banane)
Essigsäure
1-Pentanol
Essigsäurepentylester
(Birne)
Propansäure
Ethanol
Propansäureethylester
(Rum)
Essigsäure
1-Butanol
Essigsäurebutylester
(Apfel)
Butansäure !
Ethanol
Butansäureethylester
(Ananas)
Butansäure !
1-Propan
Butansäurepropylester
(Erdbeere)
Benzoesäure
Ethanol
Benzoesäureethylester
(Pfefferminze)
Benzoesäure
1-Propanol
Benzoesäurepropylester
(Jasmin)
Benzoesäure
1-Butanol
Benzoesäurebutylester
(Erdbeere)
Salicylsäure
Methanol !
Salicylsäuremethylester
(Wintergrünöl)
32
2.2 Demonstration 2: Löslichkeit von Styropor:
Chemikalien:
Essigsäureethylester
R: 11-36-66-67
S: 16-26-33
Gefahrensymbol: F,
Xi
Polystyrol (als Styropor)
Geräte:
Standzylinder 250 ml ungraduiert
Uhrglas klein (als Deckel)
Glasstab
Uhrglas groß
Entsorgung:
Polystyrol aus Essigsäureethylester entfernen, abdampfen lassen und im Abfall für
mindergiftige Feststoffabfälle entsorgen. Essigsäureethylester, sofern nicht verdampft, in
Abfallbehälter für organische Lösemittel.
Versuchsaufbau:
Abb.: 2.3
Vorbereitungen:
33
Um Zeit einzusparen wird der Vorversuch (siehe unten) vor dem Vortrag durchgeführt
und nur das Ergebnis präsentiert. Für den Hauptversuch schneidet man mit einem
scharfen Messer Stangen aus Styropor zurecht, die in den Standzylinder passen.
Versuchsdurchführung:
Vorversuch:
Auf ein großes Uhrglas gibt man einige Milliliter Essigsäureethylester, so dass die
Flüssigkeit etwas unter dem Rand des Uhrglases steht. Dort hinein gibt man Stück für
Stück Styropor, wartet immer solange, bis das Styropor sein großes Volumen verloren hat
und im Ester schwimmt. Diesen Vorgang wiederholt man solange bis sich eine
ansehnliche Menge an Polystyrol auf dem Uhrglas befindet, es muss allerdings vom Ester
bedeckt sein. Wartet man bis sich der Ester verflüchtigt hat erhält man den ursprünglichen
Stoff in anderer Form.
Hauptversuch:
Der Standzylinder wird bis etwa zur Hälfte mit Essigsäureethylester befüllt und bis zur
Durchführung mit einem Uhrglas bedeckt. Die Stangen aus Styropor werden in den
Zylinder geschoben und sofern nötig mit dem Glasstab vollständig in Essigsäureethylester
gedrückt.
Anschließend kann das Ergebnis aus dem Vorversuch gezeigt werden.
Beobachtungen:
Gibt man Styropor in Essigsäureethylester verliert es sehr schnell seine ursprüngliche
Form. Sein Volumen verringert sich auf wenige Prozent im Gegensatz zu vorher. Der im
Ester verbleibende Rückstand aus Polystyrol ist von schleimiger Konsistenz und bildet
Schlieren und Wolken im Lösemittel.
Dampft man das Lösemittel ein, erhält man wieder einen weißen Feststoff!
34
Abb.: 2.4
Abb.: 2.5
Abb.: 2.6
2.3 Versuch 1: Wasserlöslichkeit von Essigsäureethylester:
Chemikalien:
Essigsäureethylester (20 ml)
R: 11-36-66-67 S: 16-26-33
Gefahrensymbol: F,
Xi
Natriumchlorid (2 . 2 g)
Wasser entionisiert
Geräte:
Plattenstativ
Drahtnetz
Stativstange mit Gewinde 60 cm
Bunsenbrenner
Filtrierring
Becherglas 200 ml (Wasserbad)
Hakenmuffe
Demoreagenzglasständer
Scheidetrichter 250 ml
3 Demoreagenzgläser
Becherglas 200 ml (zum Auffangen der
2 Gummistopfen
wässrigen Phase)
Standzylinder (Abmessen der Mengen)
Spritzflasche
Dreifuß
2 Wägegläser D=25 mm (Natriumchlorid)
35
Entsorgung:
Warten bis Phasentrennung und wässrige Phase von organischer trennen. Diese in
organische Lösemittelabfälle entsorgen.
Versuchsaufbau:
Abb.: 2.7
Vorbereitung:
Im Standzylinder werden 100 ml Wasser und 20 ml Essigsäureethylester abgemessen und
in den Scheidetrichter gegeben, 3 Minuten geschüttelt und bis zur Phasentrennung
gewartet. In jedem der beiden Wägegläschen befinden sich jeweils 2 g Natriumchlorid.
Auf dem Dreifuß werden etwa 150 ml Wasser über kleiner Bunsenbrennerflamme auf
etwa 80°C erhitzt. Im ersten Reagenzglas warten 50 ml Wasser (Vergleich).
Versuchsdurchführung:
Die untere, wässrige Phase im Scheidetrichter wird in das darunter stehende Becherglas
abgetrennt und je zur Hälfte (ca. 50 ml) auf Reagenzgläser 2 und 3 verteilt. In das erste
Reagenzglas mit Wasser werden 2 g NaCl gegeben und mit aufgesetztem Stopfen
geschüttelt bis sich das Salz gelöst hat. In das zweite Reagenzglas gibt man 2 g NaCl und
schüttelt ebenfalls mit aufgesetztem Stopfen. Das dritte Reagenzglas wird im heißen
Wasserbad (ruhig nahe des Sdp.) für etwa 20 Sekunden erwärmt.
Beobachtungen:
36
Löst man NaCl in Wasser schäumt es leicht durch das Schütteln, aber die Lösung ist
schnell wieder klar.
Löst man NaCl im zweiten Reagenzglas, trübt sich der Inhalt, obwohl alles Salz gelöst
wurde. Die Trübung bleibt.
Taucht man das dritte Reagenzglas in das Wasserbad, trübt sich der Inhalt ebenfalls!
2.4 Versuch 2: Darstellung von Essigsäureethylester:
Chemikalien:
Essigsäure (50 ml)
R: 10-35
S: 1/2-23-26-45
Gefahrensymbol: C
Ethanol (50 ml)
R: 11
S: 2-7-16
Gefahrensybol: F
Schwefelsäure
R: 35
S: 1/2-26-30-45
Gefahrensymbol: C
(konz.)(10 ml)
Geräte:
2 Plattenstative
Hebebühne
2 Stativstangen mit Gewinde 60 cm
Heizpilz
1 Stativstange 60 cm
Rundhalskolben 250 ml (Reaktionskolben)
5 Doppelmuffen
Glasstab (Umrühren)
Claisenbrücke klein
Messzylinder 100 ml (zum Abmessen)
Rundkolben 100 ml (Vorlage)
Standzylinder 100 ml (mit 40 ml Wasser)
Thermometer mit Schliff
Material zur Wasserkühlung
Entsorgung:
Abfallbehälter für organische Lösemittel.
37
Versuchsaufbau:
Abb.: 2.8
Vorbereitungen:
50 ml Essigsäure, 50 ml Ethanol und 10 ml Schwefelsäure werden in das Reaktionsgefäß
gegeben (Schwefelsäure zuletzt). Wasserkühlung anschließen und einschalten. Auf
Fliessgeschwindigkeit achten! Heizpilz zu Beginn des Vortrags auf Stufe 2 stellen, da es
genau 15 Minuten dauert bis die Vorlage etwa halb gefüllt ist.
Versuchsdurchführung:
Nach Einschalten der Wasserkühlung und des Heizpilzes kondensiert das Reaktionsprodukt in den Vorlagekolben. Der Inhalt wird in den Standzylinder mit Wasser gegeben.
Man gibt 5 Tropfen Methylrot zu, um die Phasentrennung besser sichtbar zu machen, und
rührt um. Zuletzt gibt man einige Stücke Styropor dazu und demonstriert die Löslichkeit!
Beobachtungen:
Nach Einschalten des Heizpilzes beginnt das Reaktionsgemisch rasch zu sieden (ca.3
Minuten). Nach einigen Minuten beginnt das Produkt zu verdampfen (Thermometer zeigt
etwas weniger als den Siedepunkt von 77 °C an). Kondensiert tropft das Produkt in den
Vorlagekolben.
38
Nach Zugabe in den Zylinder mit Wasser bilden sich zwei
Phasen. Tropft man Methylrot hinein, so färbt sich die obere,
organische Phase orange, die untere, wässrige Phase rot.
Gibt man Styropor in die obere Phase löst es sich sofort im
Lösungsmittel (gleiche Polarität). Dennoch bleiben weiße
Schlieren sichtbar, da Polystyrol als Polymer gelöst wir, aber
nicht in seine Monomere, das Styren, zerlegt wird
Abb.: 2.9
2.5 Versuch 3: Alkalische Verseifung:
Chemikalien:
Ricinusöl
Natronlauge (c=8 mol/L)
R: 35
S: 26-37/39-45
Gefahrensymbol: C
Geräte:
Reagenzglas (normal)
Dreifuß
Gummistopfen
Bunsenbrenner
Drahtnetz
Oder Wasserbad von Versuch 1 benutzen!
Entsorgung:
Neutral in die organischen Lösemittelabfälle geben!
39
Versuchsaufbau:
Abb.: 2.10
Vorbereitungen:
Am Reagenzglas 3 ml- und 6 ml- Markierung machen. Ein Wasserbad muss da sein.
Entweder eines extra, oder das von Versuch 1 benutzen. Platz entscheiden lassen!
Alles muss bereitstehen! Extra vorher abmessen nicht nötig!
Versuchsdurchführung:
Reagenzglas mit 3 ml Ricinusöl befüllen. Darauf gibt man ebenfalls 3 ml der 8 molaren
Natronlauge. Einige Sekunden im Wasserbad erhitzen. Stopfen aufsetzten und schütteln.
Kurz warten bis sich an der Oberfläche Seife sammelt.
Beobachtungen:
Nach Erhitzen und kräftigem Schütteln schäumt die Mischung stark. An der Oberfläche
der flüssigen Phase beginnt sich unter dem Schaum eine hellbesche feste Masse
anzusammeln.
40
Abb.: 2.11
2.6 Versuch 4: Quantitative Hydrolyse von Oxalsäurediethylester:
Chemikalien:
Oxalsäurediethylester
(0,5 R:22-36
S: 23
Gefahrensymbol: Xn
ml)
Natronlauge (c=1 mol/L)
Phenolphthalein (10 Tr.)
Wasser (ention.) (100 ml)
Geräte:
Dreihalsrundkolben 250 ml
Messpipette (5 ml)
2 Übergangsstücke (NS29 / NS14)
Peläusball
Dimrothkühler
Trichter klein
Material zur Wasserkühlung
Magnetrührer mit Heizplatte
Bürette mit Schliff (25 ml)
Kontaktthermometer
Tropfpipette (Indikator)
Rührfisch
Entsorgung:
Neutral in die organischen Lösemittelabfälle geben!
41
Versuchsaufbau:
Abb.: 2.12
Vorbereitungen:
Wasser einfüllen (100 ml). Phenolphthalein hinzugeben.
Zu Beginn des Vortrags Heizplatte einschalten und Kontaktthermometer auf 70°C
einstellen! Wasserkühlung anstellen (langsam).
Bürette mit Natronlauge befüllen!
Versuchsdurchführung:
Magnetrührer anstellen!
Glasstopfen entfernen, und 0,5 ml Oxalsäurediethylester hinzugeben, den Stopfen wieder
aufsetzten. Wenig Natronlauge hinzugeben, bis Indikator sich rot färbt (alkalisch).
Reaktionsgemisch neigt zum sauren pH-Bereich, daher immer wieder soviel Natronlauge
zutropfen, bis Indikator gerade wieder rot. Kann solange fortgeführt werden, bis sich
Indikator nicht mehr entfärbt.
Dauert aber länger. Daher genügt es den Farbwechsel etwa dreimal vorzuführen. Der
quantitative Verbrauch an Natronlauge und die Rechnung zur Bestimmung der
eingesetzten Menge Ester wird vorgegeben!
42
Beobachtungen:
Wie oben beschrieben, färbt sich der Indikator nach Zugabe von Natronlauge jedesmahl
rot, gefolgt von der Entfärbung!
2.7 Versuch 5: Keto-Enol-Tautomerie von Acetessigsäureethylester:
Chemikalien:
Acetessigsäureesthylester
R: 36
Eisen(III)-chlorid-Lösung
R:
S: 24
22-38- S: 26-39
Gefahrensymbol: Xi
Gefahrensymbol: Xn
41
Bromwasser
R:
50
26-35- S: 7/9-26-45- Gefahrensymbol:
61
C,N,T+
Natriumthiosulfat-Lösung 10
%
Wasser (entionisiert)
Geräte:
Zweihalsrundkolben 250 ml
Tropftrichter
100
ml
Rührfisch (klein)
(ohne Messpipette (5 ml)
Druckausgleich)
2 Glasstopfen NS29
Peläusball
Magnetrührer
Becherglas 25 ml
Entsorgung:
Reste von Bromwasser mit Natriumthiosulfat-Lösung unschädlich machen!!!
Neutral in die organischen Lösemittelabfälle geben!
43
Versuchsaufbau:
Abb.: 2.13
Vorbereitungen:
Bromwasser schon einfüllen. Auf Vorrat 50 ml! Stopfen drauf!!!
Acetessigsäureethylester wird im Versuch pipettiert! Eisen(III)-chlorid-Lösung (1,5 ml) in
kleinem Becherglas bereitstellen!
Natriumthiosulfat-Lösung zur Entsorgung bereitstellen!!!
Versuchsdurchführung:
Versuch mindestens zwei oder dreimal üben!
Magnetrührer anstellen! Glasstopfen entfernen und 150 ml Wasser einfüllen. Dann 0,8 ml
Acetessigsäureethylester abpipettieren und hinzugeben. Darauf gibt man 1,5 ml
Eisen(III)-chlorid-Lösung dazu, die Lösung färbt sich! Unter langsamem Rühren lässt
man in einem Zug soviel Bromwasser zufließen bis die Färbung verschwindet (etwa 10 15 ml). Kehrt die Färbung einige Sekunden später zurück wird erneut Bromwasser
zugegeben!
44
Beobachtungen:
Durch die Zugabe von Eisen(III)-chlorid-Lösung färbt sich das Reaktionsgemisch orangerot!
Gibt man genug (und schnell genug) Bromwasser hinzu wird die Lösung fast farblos!
Abb.: 2.14
Abb.: 2.15
2.8 Versuch 6: Darstellung eines Polyesters:
Chemikalien:
Citronensäure (9 g)
Ricinusöl
R: 36
S: 26
Gefahrensymbol: Xi
( 20 g)
Geräte:
Dreifuß
Becherglas 100 ml
Drahtnetz
Glasstab
Bunsenbrenner
Spatel
Entsorgung:
Mindergiftge Feststoffabfälle!
45
Versuchsaufbau:
Abb.: 2.16
Vorbereitungen:
9 g Citronensäure abwiegen und bereitstellen!
20 g Ricinusöl abwiegen und ebenfalls bereitstellen!
Versuchsdurchführung:
Im 100 ml Becherglas werden 20 g Ricinusöl vorgelegt. Dazu gibt man 9 g Citronensäure
(fest). Man entzündet den Bunsenbrenner und erhitzt mit mittelgroßer, rauschender
Flamme, dabei rührt man mit dem Glasstab um. Es wird solange (idR. 5 Minuten) erhitzt,
bis das Reaktionsgemisch anfängt zu schäumen.
Über 250°C zersetzt sich Citronensäure, also gelinde erhitzen.
Beobachtungen:
Citronensäure löst sich in Ricinusöl gut.
Manchmal verfärbt sich das halbfertige Harz in Richtung braun bevor es schäumt.
46
Abb.: 2.17
2.9 Versuch 7: Flammenfärbung mit Borsäuretrimethylester:
Chemikalien:
ortho-Borsäure
Methanol
R:11-23/24/25-39
S: 7-16-36/37-45
Gefahrensymbol:
F,T
Schwefelsäure (konz.) R: 35
S: 26-30-45
Gefahrensymbol: C
Geräte:
Dreifuß klein
Streichhölzer
Drahtnetz
Reagenzglasklammer
Porzellanschale flach
Asbestnetz (zum Flamme ersticken)
2 Bechergläser (25 ml)
Erlenmeyerkolben 25 ml
Entsorgung:
Abbrennen lassen oder neutraliesieren und in die organischen Lösemittel geben!
Versuchsaufbau:
siehe unten!
47
Vorbereitungen:
1,5 g Borsäure bereits abgewogen! 6 ml Methanol im 25 ml Becherglas mit Uhrglas
bedeckt.
3 ml Schwefelsäure konz. Ebenfalls!
Versuchsdurchführung:
Raum abdunkeln!!!
Borsäure, Methanol und zuletzt langsam die Schwefelsäure werden in den
Erlenmeyerkolben gegeben und solange geschwenkt oder gerührt, bis sich die Borsäure
gelöst hat. Lösung vorsichtig in die Porzellanschale geben und mit dem Streichholz
entzünden!
Beobachtungen:
Der entstandene Stoff brennt mir grüner Flamme:
Abb.: 2.18
48
3. Literaturverzeichnis
1. K.Peter C.Vollhard / Neil E.Schore: Organische Chemie, VCH, 2. Auflage, 1995
2. Reinhard Brückner: Reaktionsmechanismen, Spektrum, Gebundene Ausgabe 2004
3. Eberhard Breitmaier / Günther Jung: Organische Chemie, Thieme, 5. überarbeitete
Auflage 2005
4. Holleman / Wiberg: Lehrbuch der anorganischen Chemie, de Gruyter, 101. Auflage
1995
5. Charles E. Mortimer: Basiswissen der Chemie, 7. korrigierte Auflage, Thieme 2001
6. Bülle/Hüttermann: Basiswissen der organischen Chemie, Wiley-VCH, 2000
49
4. Abbildungsverzeichnis
4.1 Abbildungen, Theoretischer Teil / Power-Point Präsentation:
Fotos, Grafiken die nicht in Eigenarbeit entstanden sind, wurden im Zeitraum
zwischen dem 01.11.2007 und dem 12.01.2008 dem WWW entnommen.
Die Nummerierung der Abbildungen bezieht sich auf Reihenfolge und Seitenzahl der
Power-Point Präsentation. Abbildungen, welche in diese schriftliche Ausarbeitung
übernommen wurden, tauchen mit identischer Nummerierung und Bezeichnung auf.
Abb.: 1, Seite 1, (Deckblatt)
Foto: Alexander Achenbach
Abb.: 2, Seite 4, (Hydroxylgruppe/Alkoxygruppe)
Grafik: Alexander Achenbach
Abb.: 3, Seite 5, (Speiseöl)
bioshop.com/images/speiseoel.jpg
Abb.: 4, Seite 5, (Vereinfachte Darstellung der Struktur von Fett)
Grafik: Alexander Achenbach
Abb.: 5, Seite 6/52, (Bienenwaben)
www.naturimbild.de/.../Bilder/Farben/waben2.jpg
Abb.: 6, Seite 6, (Allgemeine Struktur von Wachsen)
Grafik: Alexander Achenbach
Abb.: 7, Seite 7, (Pyrola uniflora)
www.rhone.ch/.../bilder-4/wintergruen-1.jpg
Abb.: 8, Seite 8, (Demonstration 1)
50
Foto: Alexander Achenbach
Abb.: 9, Seite 9, (Carbonsäure-, Alkonolteil)
Grafik: Alexander Achenbach
Abb.: 10, Seite 10, (Kalottenmodell)
www.3dchem.com/imagesofmolecules/Aspirin.jpg
Abb.: 11, Seite 11, (Butylpropanoat)
Grafik: Alexander Achenbach
Abb.: 12, Seite 11, (Nomenklatur 1)
Grafik: Alexander Achenbach
Abb.: 13, Seite 12, (Propansäurebutylester)
Grafik: Alexander Achenbach
Abb.: 14, Seite 12, (Nomenklatur 2)
Grafik: Alexander Achenbach
Abb.: 15, Seite 13, (Lactone)
Grafik: Alexander Achenbach
Abb.: 16, Seite 15, (Dipolmoment der Estergruppe)
Grafik: Alexander Achenbach
Abb.: 17, Seite 16, (Demonstration 2)
Foto: Alexander Achenbach
Abb.: 18, Seite 17, (Styroporwürfel)
Foto: Alexander Achenbach
Abb.: 19, Seite 17, (Styroporwürfel gelöst und eingedampft)
Foto: Alexander Achenbach
51
Abb.: 20, Seite 18, (Versuch 1)
Foto: Alexander Achenbach
Abb.: 21, Seite 19, (Wasserlöslichkeit)
Grafik: Alexander Achenbach
Abb.: 22, Seite 20, (Solvatation)
Grafik: Alexander Achenbach
Abb.: 23, Seite 21, (Emil Fischer)
http://www.nationmaster.com/encyclopedia/Hermann-Emil-Fischer
Abb.: 24/25, Seite 21/22, (Gleichgewichtsreaktion)
Grafik: Alexander Achenbach
Abb.: 26, Seite 22, (Isotopenmarkierung)
Grafik: Alexander Achenbach
Abb.: 27, Seite 23, (Versuch 2)
Foto: Alexander Achenbach
Abb.: 28, Seite 24, (Mechanismus der säurekatalysierten, nucleophilen
Acylsubstitution)
Grafik: Alexander Achenbach
Abb.: 29, Seite 25, (Kernseife)
http://www.oeko-planet.de/allergiker-haushaltsreiniger/kernseife-versand.php
Abb.: 30, Seite 26, (Versuch 3)
Foto: Alexander Achenbach
Abb.: 31, Seite 27, (Additions-Eliminierungs-Mechanismus der baseinduzierten
Esterhydrolyse)
52
Grafik: Alexander Achenbach
Abb.: 32, Seite 28, (Versuch 4)
Foto: Alexander Achenbach
Abb.: 33, Seite 29, (Gleichgewicht Hydrolyse)
Grafik: Alexander Achenbach
Abb.: 34, Seite 30, (Neutralisation)
Grafik: Alexander Achenbach
Abb.: 35, Seite 31, (Mesomeriestabilisierung von β-Keto-Carbonsäureestern)
Grafik: Alexander Achenbach
Abb.: 36, Seite 32, (Versuch 5)
Foto: Alexander Achenbach
Abb.: 37, Seite 34, (Enolat-Enol-Gleichgewicht)
Grafik: Alexander Achenbach
Abb.: 38, Seite 35, (Eisentrienolat)
Grafik: Alexander Achenbach
Abb.: 39, Seite 36, (Onium-Mechanismus)
Grafik: Alexander Achenbach
Abb.: 40, Seite 37, (Parfüm)
www.art3.net/blog/bilder/lalique-le-parfum.jpg
Abb.: 41, Seite 37, (Uhu-Alleskleber)
www.schoenherr.de/shop/productimage/1882.jpg
Abb.: 42, Seite 37, (Fischkonserve)
www.vincent-becker.de/.../info_images/660_0.jpg
53
Abb.: 43, Seite 38, (Aspirin)
www.greener-industry.org/.../images/aspirin2.jpg
Abb.: 44, Seite 38, (Darstellung von Acetylsalicylsäure)
Grafik: Alexander Achenbach
Abb.: 45, Seite 39, (PET-Flasche)
static.twoday.net/.../images/PET-Flasche.jpg
Abb.: 46, Seite 39, (Zitronen)
www.photocase.com/.../photocase551293863.jpg
Abb.: 47, Seite 39, (PVC-Platte)
www.wilkes.de/cms_media/module_bi/73/2035_3_g...
Abb.: 48, Seite 40, (Versuch 6)
Grafik: Alexander Achenbach
Abb.: 49, Seite 41, (Vorgehensweise bei der Darstellung von Polyestern)
Grafik: Alexander Achenbach
Abb.: 50, Seite 42, (Zitronensäure)
Grafik: Alexander Achenbach
Abb.: 51, Seite 42, (Ricinolsäure)
Grafik: Alexander Achenbach
Abb.: 52, Seite 43, (Vernetzes Harz)
Grafik: Alexander Achenbach
Abb.: 53, Seite 44, (DNA-Modell)
freepages.genealogy.rootsweb.com/~ncscotts/Y-...
54
Abb.: 54/55, Seite 45, (Parathion/Sarin)
Grafik: Alexander Achenbach
Abb.: 56/57, Seite 46, (Natriumlaurylsulfat/Dimethylsulfat)
Grafik: Alexander Achenbach
Abb.: 58, Seite 47, (Explosion)
www.nps.gov/oire/images/nitro_show_copy.jpg
Abb.: 59, Seite 47, (Propan-1,2,3-triolnitrat)
Grafik: Alexander Achenbach
Abb.: 60, Seite 48, (Versuch 7)
Foto: Alexander Achenbach
Abb.: 61, Seite 49, (Veresterung von ortho-Borsäure)
Grafik: Alexander Achenbach
Abb.: 62, Seite 50, (Flammenfärbung mit Borsäuretrimethylester)
www.versuchschemie.de/upload/files/zt.jpg
Abb.: 63, (Wasserstoffabstraktion und Stabilisierung des Enolat-Anions)
Bülle/Hüttermann: Basiswissen der organischen Chemie, Wiley-VCH, 2000
Abb.: 64, (Veresterung anorganischer Säuren)
Grafik: Alexander Achenbach
4.2 Abbildungen, Experimenteller Teil:
Abbildungen 2.1 – 2.18, Fotos: Alexander Achenbach
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