Atomorbital (AO) Molekülorbital Elektronegativität (EN) Polare

Grundwissen Chemie 10. Jahrgangsstufe
10 SG, MuG
Atomorbital (AO)
Der Raum in der Atomhülle, in dem
maximal 2 Elektronen mit größter
Wahrscheinlichkeit anzutreffen sind
10 SG, MuG
Molekülorbital
10 SG, MuG
Elektronegativität (EN)
Wenn sich zwei Atomorbitale
gegenseitig überlappen bzw. durchdringen, so führt das zur Ausbildung
eines Molekülorbitals. Wenn dieses
mit zwei Elektronen besetzt ist, liegt
eine kovalente Bindung vor.
Fähigkeit eines Atoms, in einer
Elektronenpaarbindung die Bindungselektronen an sich zu ziehen.
Die EN nimmt in den Perioden des PSE
von links nach rechts zu,
in den Gruppen von oben nach unten
ab.
Fluor besitzt die höchste EN.
10 SG, MuG
Polare Atombindung
SG, MuG Grundwissen Chemie 10, Seite 1 von 10
Wenn sich in einem Molekül Atome mit
unterschiedlicher
EN
verbinden,
so
verschieben sich die Bindungselektronen
zum elektronegativeren Atom hin.
Es entsteht eine polare Atombindung, die
sich im Auftreten von Partialladungen
(Teilladungen, δ+ bzw. δ-) äußert.
10 SG, MuG
Dipolmolekül
10 SG, MuG
Zwischenmolekulare
Kräfte
10 SG, MuG
ElektronenpaarAbstoßungs-Modell
(EPA)
Hat
ein
Molekül
polare
Atombindungen (EN-Differenz der
Bindungspartner)
und
ist
es
asymmetrisch gebaut, so liegt ein
Dipol vor. Dipole besitzen einen Pol
mit positiver Teilladung und einen Pol
mit negativer Teilladung.
Kräfte, die zwischen einzelnen Molekülen wirken!
v.d.Waals-Kräfte: beruhen auf induzierten Dipolen,
schwach
Wasserstoffbrückenbindungen: Anziehung zwischen
einem stark positiv polarisierten Wasserstoffatom
eines Moleküls und dem freien Elektronenpaar eines
stark negativ polarisierten Atoms (z.B. F, O, N) eines
benachbarten Moleküls, rel. stark
Dipol-Dipol-Kräfte: zwischen permanenten Dipolen
treten stärkere Kräfte auf
Dipol-Ionen-Kräfte: treten auf, wenn z.B. ein Salz in
Wasser gelöst wird, sehr stark
Erklärt räumlichen Bau von Molekülen:
 Anzahl der Elektronenpaar (bindend und
frei) bestimmt räumlichen Grundbauplan
des Moleküls: sie stoßen sich gegenseitig ab
und bilden daher untereinander den
größtmöglichen Winkel
 Nicht-bindende
Elektronenpaare
beanspruchen mehr Platz als bindende
 Raumbedarf
Mehrfachbindungen
≙
Einfachbindung
10 SG, MuG
Wasser
SG, MuG Grundwissen Chemie 10, Seite 2 von 10
Dipolmolekül
Siedetemperatur 100°C: aufgrund der
starken Wasserstoffbrückenbindungen sehr
hohe
Siedetemp.
trotz
geringer
Molekülmasse
Dichteanomalie: bei 4°C besitzt Wasser die
höchste Dichte, Eis ist weniger dicht und
schwimmt daher auf Wasser
10 SG, MuG
Löslichkeit von Stoffen
Similis similibus solvuntur:
Ähnliches löst sich in Ähnlichem
 Polare Stoffe und Salze sind hydrophil
und lipophob und lösen sich in polaren
Lösungsmitteln wie Wasser
 Unpolare Stoffe wie z.B. Fette sind
lipophil und hydrophob und lösen sich
gut in unpolaren Lösungsmitteln wie
Benzin
10 SG, MuG
Hydration von Salzen
10 SG, MuG
Definition von
Säuren und Basen nach
Brönsted
Lösevorgang bei Salzen:
Wassermoleküle umhüllen die aus dem
Ionengitter des Salzes herausgelösten Ionen,
Hydrathülle bildet sich, Dipol-Ionenwechselwirkungen
Gitterenergie des Salzes muss aufgewendet
werden
Hydrationsenergie wird freigesetzt
Säuren: sind Protonendonatoren,
geben Protonen (H+) ab
saure Lösungen enthalten Oxoniumionen
(H3O+aq)
Basen: sind Protonenakzeptoren
Können Protonen aufnehmen, besitzen
mindestens ein freies Elektronenpaar
Basische Lösungen enthalten Hydroxidionen
(OH-aq)

10 SG, MuG

pH-Wert
SG, MuG Grundwissen Chemie 10, Seite 3 von 10



Gibt an, wie stark sauer oder basisch
(alkalisch) eine wässrige Lösung ist
Maß für die Konzentration von H3O+Ionen
pH = 7 : neutral
pH ˃ 7 : basisch
pH < 7 : sauer
10 SG, MuG
Farbstoffe, die in saurer Lösung eine
andere Farbe besitzen als in basischer
Beispiele:
Indikatoren
Indikator
Lackmus
Phenolphthalein
Bromthymolblau
sauer
rot
farblos
gelb
neutral
violett
farblos
grün
basisch
blau
pink
blau
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Ampholyte
10 SG, MuG
Protolyse
Säure-Base-Reaktion
Teilchen, die je nach Reaktionspartner
entweder als Säure oder als Base reagieren
können.
Ein Ampholyt besitzt mindestens ein
abspaltbares Proton und mindestens ein
freies Elektronenpaar
Protonenübergang von einer Säure auf eine
Base (Donator-Akzeptor-Reaktion)
Findet immer zwischen zwei korrespondierenden Säure-Base-Paaren statt.
Schematisch:
HA + B → A- + BH+
Säure1
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Neutralisation
Base2
Base1
Säure2
Protolyse, bei der Oxoniumionen einer
sauren Lösung mit Hydroxidionen einer
basischen Lösung zu Wasser reagieren.
H3O+ + OH- → 2 H2O
Exotherme Reaktion
Dabei entsteht auch Salz.
Säure + Base → Salz + Wasser
SG, MuG Grundwissen Chemie 10, Seite 4 von 10
10 SG, MuG
Säure-Base-Titration
10 SG, MuG
Wichtige Säuren
Verfahren
zur
Bestimmung
der
Konzentration einer Säure (Base) in einer
Probelösung durch Zugabe mit einer
basischen (sauren) Lösung bekannter
Konzentration (Maßlösung).
Es wird so lange basische
(saure)
Maßlösung
zugegeben,
bis
der
Äquivalenzpunkt erreicht ist, d.h. bis die
Probelösung neutral ist. Dies erkennt man
am Farbumschlag eines Indikators.
Anorganische Säuren:
HCl
Salzsäure
H2CO3 Kohlensäure
H2SO4 Schwefelsäure
H2SO3 schweflige Säure
HNO3 Salpetersäure
HNO2 salpetrige Säure
H3PO4 Phosphorsäure
Organische Säuren:
HCOOH Ameisensäure
H3CCOOH Essigsäure
10 SG, MuG
Wichtige Basen
10 SG, MuG
Wichtige Ionen
SG, MuG Grundwissen Chemie 10, Seite 5 von 10
NaOH
KOH
Ca(OH)2
Ba(OH)2
NH3
CO32SO42SO32NO3NO2PO43HPO42H2PO4NH4+
Natronlauge, Natriumhydroxid
Kalilauge, Kaliumhydroxid
Kalkwasser
Barytwasser
Ammoniak
Carbonat
Sulfat
Sulfit
Nitrat
Nitrit
Phosphat
Hydrogenphosphat
Dihydrogenphosphat
Ammonium
10 SG, MuG
Konzentration
(Stoffmengenkonzentration)
10 SG, MuG
Oxidation und Reduktion
Die Stoffmengenkonzentration c(x) gibt die
Stoffmenge eines Stoffes x an, der in einem
bestimmten Volumen V der Lösung
enthalten ist.
Einheit: mol/l
𝑛(𝑥)
c(x) = 𝑉(𝑥) [
𝑚𝑜𝑙
𝑙
]
Oxidation: Abgabe von Elektronen durch ein
Teilchen (Erhöhung der Oxidationszahl)
z.B.
Na → Na+ + e-
Reduktion: Elektronenaufnahme durch ein
Teilchen (Erniedrigung der Oxidationszahl)
z.B.
Cl + 2e- → 2 Cl-
10 SG, MuG
Redoxreaktion
Chemische Reaktion mit
Elektronenübergang von
Elektronendonator
zu
Elektronenakzeptor
Schema:
D + A → D+ + A -
einem
einem
einem
10 SG, MuG
Oxidations- und
Reduktionsmittel
SG, MuG Grundwissen Chemie 10, Seite 6 von 10
Oxidationsmittel: Elektronenakzeptor;
Wird bei Redoxreaktionen reduziert, führt
dazu, dass Reaktionspartner oxidiert wird
Reduktionsmittel: Elektronendonator;
Wird bei Redoxreaktionen oxidiert, führt
dazu, dass Reaktionspartner reduziert wird
10 SG, MuG
Oxidationszahl
10 SG, MuG
Die Oxidationszahl OZ
 Hilfsmittel
zum
Aufstellen
von
Redoxgleichungen
 Entspricht hypothetischer Ladung eines
Atoms in einer Verbindung
 Wird mit römischen Ziffern über das
jeweilige Element geschrieben
 Wird bei Metallen, die in mehreren
Oxidationsstufen vorkommen, in Klammern
hinter den Namen des Metalls gestellt, z.B.
Cu(I)-oxid
1.
2.
3.
Ermittlung der
Oxidationszahl
4.
5.
Die Oxidationszahl OZ eines Atoms im Element ist 0.
Die OZ eines Atomions entspricht seiner Ladungszahl, z.B.
Ca2+ → OZ: +II
Die Summer der OZ aller Atome in einer mehratomigen
neutralen oder geladenen Verbindung ist gleich der
Gesamtladung des Teilchens
In Verbindungen gilt:
1. Metallatome haben positive OZ
2. OZ (F): -I, OZ (H): +I, OZ (O): -II, OZ (Hal): -1
Ermittlung der OZ aus einer Valenzstrichformel:
1. bindende e- zählen zum elektronegativeren Atom
2. Zahl der VE im Element – Zahl der zugeordneten e- = OZ
10 SG, MuG
Aufstellen von
Redoxgleichungen
1. Unvollständige Gleichung aufstellen
2. Oxidationszahlen ermitteln
Erhöhung Oxidationszahl: Oxidation
Erniedrigung Oxidationszahl: Reduktion
3. Unvollständige Teilgleichungen aufstellen
4. Elektronenzahlen ermitteln
5. Ladungsausgleich durchführen:
 In saurer & neutraler Lösung mit
H3O+
 In alkalischer Lösung mit OH6. Atombilanz mit Wasser ausgleichen
7. e- Zahl beider Teilgleichungen anpassen
8. Addieren der Teilgleichungen und kürzen
10 SG, MuG
Durch elektrischen
Redoxreaktion
Elektrolyse
Strom
erzwungene
Endotherm
Elektrische Energie wird in chemische
Energie umgewandelt
SG, MuG Grundwissen Chemie 10, Seite 7 von 10
10 SG, MuG
Alkane





Organische Stoffklasse;
gesättigte Kohlenwasserstoffe
allgemeine Summenformel: CnH (2n+2)
bilden homologe Reihe:
Methan CH4, Ethan C2H6, Propan C3H8,
Butan C4H10, …
Endung: -an
Bindungswinkel an C-Atomen: 109°,
Tetraederwinkel
unpolar







Organische Stoffklasse
Ungesättigte Kohlenwasserstoffe
Enthalten mindestens 1 Doppelbindung
Allgemeine Summenformel: CnH2n
Bindungswinkel an Doppelbindung: 120°
Doppelbindung: planar, eben
Kürzer und fester als Einfachbindung





Organische Stoffklasse
Ungesättigt
Enthalten mindestens 1 Dreifachbindung
Allgemeine Summenformel: CnH(2n-2)
Bindungswinkel an Dreifachbindung:
180°
Kürzer und fester als Doppelbindung


10 SG, MuG
Alkene
10 SG, MuG
Alkine

10 SG, MuG

Reaktionsverhalten der
Kohlenwasserstoffe
SG, MuG Grundwissen Chemie 10, Seite 8 von 10


Alle
können
verbrannt
werden
(Oxidation)
Alkane: radikalische Substitution
Alkene/Alkine: elektrophile Addition
Verbindungen mit gleicher Summenformel aber
unterschiedlicher Verknüpfung oder räumlicher
Anordnung der Atome sind isomer
10 SG, MuG
Isomerie
Konstitutionsisomerie:
Beispiele: But-1-en, But-2-en
Unterschiedliche Verknüpfung
E-/Z-Isomerie:
Unterschiedliche räumliche Anordnung
10 SG, MuG
Alkohole






Organische Stoffklasse
Sauerstoffhaltig
Funktionelle Gruppe: -OH
Hydroxygruppe
Endung: -ol
Homologe Reihe: Methanol, Ethanol, …
10 SG, MuG
 Organische Stoffklasse
 sauerstoffhaltig
 funktionelle Fruppe: Aldehydgruppe
Aldehyde



Endung: -al
Z.B. Ethanal: CH3CHO
Nachweis der Aldehydgruppe durch
Fehling-Probe oder Silberspiegelprobe





Organische Stoffklasse
Sauerstoffhaltig
Funktionelle Gruppe: Ketogruppe
Endung: -on
Z.B. Propanon: CH3COCH3
10 SG, MuG
Ketone
SG, MuG Grundwissen Chemie 10, Seite 9 von 10
10 SG, MuG
Carbonsäuren
 Organische Stoffklasse
 Sauerstoffhaltig
 Funktionelle Gruppe:
Carboxygruppe COOH
 Endung: -Säure
 Beispiel: Methansäure: HCOOH
Ethansäure: CH3COOH
10 SG, MuG
Ester
 Organische Stoffklasse
 Sauerstoffhaltig
 Entstehen durch Reaktion von
Alkohol und Carbonsäure durch
Veresterung
 Säure + Alkohol → Ester + Wasser
 Z.B.Methansäureethylester
10 SG, MuG
Alkohole können durch geeignete
Oxidationsmittel oxidiert werden

Oxidation von Alkoholen


Primäre Alkohole → Aldehyde
Carbonsäure
Sekundäre Alkohole → Keton
Tertiäre Alkohole ↛ nicht möglich
→
10 SG, MuG
Radikale
Sehr
reaktive
Teilchen
ungepaarten Elektronen
z.B.
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.
CH3
mit