3 Anorganische und Organische Chemie 12 01 09

Anorganische & Organische
Chemie
Prof Dr.
Prof.
Dr Sabine Prys
@designed by ps
Historie
1
Der Begriff „Chemie“
„Chemie“ entstand aus dem neueren Griechisch χημεία, wörtlich „[die
Kunst der Metall-]Gießerei“ im Sinne von „Umwandlung“. Die heutige
Schreibweise Chemie löste zu Beginn des 19. Jahrhunderts die seit
dem 17. Jahrhundert bestehende als Chymie ab. Diese Chymie war
wahrscheinlich eine Vereinfachung und Umdeutung der seit dem 13.
Jahrhundert als Wort belegten Alchimie („die Kunst des Goldherstellens“), welches selbst eine mehrdeutige Etymologie aufweist, zu
den Konnotationen vergleiche die Etymologie des Wortes Alchemie[1]:
Das Wort wurzelt wohl in arabisch al-kīmiyá, welches u. a. „Stein der
Weisen“ bedeuten kann, eventuell aus altgriechisch χυμεία, chymeía,
„die Gießung“, oder aus koptisch/altägyptisch kemi, „schwarz[e
Erden]“. Vergleiche hierzu auch Kemet.
http://de.wikipedia.org
Anfänge
Die Chemie [çe'mi: (bairisch, badisch, österreichisch: ke'mi:), Pl. çe'mi:ən
(bairisch, österreichisch: ke'mi:ən)] ist die Lehre vom Aufbau, Verhalten
und der Umwandlung von Stoffen sowie den dabei geltenden Gesetzmäßigkeiten.
Die Chemie entstand in ihrer heutigen Form als exakte Naturwissenschaft
im 17.
17 und 18.
18 Jahrhundert allmählich aus der Anwendung rationalen
Schlussfolgerns basierend auf Beobachtungen und Experimenten der
Alchemie. Einige der ersten großen Chemiker waren Robert Boyle,
Humphry Davy, Jöns Jacob Berzelius, Joseph Louis Gay-Lussac,
Joseph-Louis Proust, Marie und Antoine Lavoisier und Justus von Liebig.
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2
1 Einige Stichworte
...
Chemische Elemente
Anorganische Chemie
Verbindungen
Analysen
Reaktionen
Säuren
Basen
Oxidation
Reduktion
Organische Chemie
...
1.1 Anorganische Chemie
Chemie aller Elemente und Verbindungen, die nicht
Kohlenwasserstoffverbindungen enthalten
Stoffbegriff
Säuren
Basen
Oxidation
Reduktion
3
1.1.1 Teilgebiete und Anwendungen
Teilgebiete:
g
• Chemie der Metalle, Nichtmetalle, Halbleiter
• Festkörperchemie, Komplexchemie, Kolloidchemie
• Atmosphärenchemie, Wasserchemie, Bodenchemie
• Säurebasenchemie
Anwendungen:
• Metallurgie
• Herstellung von Eisen und Stählen
• Herstellung von Zement, Abbinden von Mörtel und Beton
• Herstellung von Keramiken
1.2 Organische Chemie
Chemie der Kohlenwasserstoffverbindungen, die
folgende Elemente enthalten: C, H, N, O, F, ....
Alkohole
Zucker
Proteine
Kohlenhydrate
Aminosäuren
Nitroverbindungen
.....
4
1.2.1 Teilgebiete und Anwendungen
Teilgebiete:
• Pharmazie, Biochemie, Petrochemie
Anwendungen:
• Arzneimittel, Pharmazeutika
• Naturstoffe
• Kunststoffe
• Kunstfasern
• Farben und Lacke
• Klebstoffe
1.3 Chemische Elemente
5
1.3.1 Elemente und Verbindungen
Chemisches Element
Unter einem chemischen Element versteht man einen Stoff,
der sich chemisch nicht mehr weiter in andere Stoffe
zerlegen lässt.
Chemische
Ch
i h Verbindung
V bi d
Unter einer chemischen Verbindung versteht man einen
Stoff, der aus Atomen mehrerer verschiedener Elemente
besteht und einheitliche physikalisch-chemische
Eigenschaften wie z.B. Schmelz- und Siedepunkt aufweist.
1.3.2 Analyse und Synthese
• Die Zerlegung einer Verbindung heißt Analyse:
z.B.
FeO → Fe + 1 2 O2
• Di
Die Bild
Bildung einer
i
V
Verbindung
bi d
h
heißt
ißt S
Synthese
th
z.B.
H 2 + 1 2 O2 → H 2O
6
1.3.2.1 Flammenfärbung
Geräte:
Chemikalien:
Durchführung:
Beobachtung:
Erklärung:
Entsorgung:
Bunsenbrenner, Gasanzünder, Magnesiastäbchen, Uhrglas
Salzsäure (HCl) Natriumchlorid (NaCl), Kaliumchlorid (KCl), Kupferchlorid (CuCl2),
Bariumchlorid (BaCl2), Calciumchlorid (CaCl2), Magnesiumchlorid (MgCl2)
HCl auf das Uhrglas geben, Magnesiastäbchen ausglühen heißes Magnesiastäbchen
in Salzsäure tauchen,
anschließend feuchtes, heißes Magnesiastäbchen in eines der Salze tauchen,
Stächen mit dem Salz in die nichtleuchtende Flamme des Bunsenbrenners halten.
spezifische Flammenfärbung:
Calcium
Æ rot,
Barium
Æ grün
Kupfer
Æ blaugrün,
Kalium
Æ fliederfarben
Natrium
Æ gelb,
Magnesium
Æ grau
Diese Elemente senden bei Temperatur des Bunsenbrenners Licht von bestimmter
Farbe aus.
Magnesiastäbchen: Abfall, Säure: Behälter I
1.3.2.2 Elementanalyse
Flammenfärbung verschiedener Metalle:
Kupferacetat
Eisen
Kaliumiodid
Strontiumnitrat
Magnesium
Natriumchlorid
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7
1.3.2.3 Sicherheitshinweise
Chemikalien beim Flammenfärbungsexperiment
g
p
• Strontiumnitrat
Kaliumchlorat
(Sr(NO3)2): O
(KClO3):
O,Xn
R8
R9-20/22 S13-16-27
• Achtung: Die Stoffe dürfen niemals zusammen in einer Reibschale
gemischt oder zerkleinert werden. Explosionsgefahr!
O
Brandfördernd
Xn
E
Gesundheitsschädlich
Explosionsgefährlich
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1.3.2.4 H2 – Synthese &
Knallgasreaktion
KIPP’scher Apparat, 2 gebohrte Stopfen , Reagenzgläser , Glasrohr winkelig, Feuerzeug
Zink, Zn, Granulat, Verdünnte (1:10) Schwefelsäure, H2SO4
Kupfer(II)-sulfat-5-Hydrat, CuSO4·5H2O
Durchführung: einige Gramm des Zinks werden in den KIPP’schen Apparat gegeben, etwas
Kupfersulfat zugeben, Tropftrichter und Winkelrohr in die Stopfen einsetzen,
Schwefelsäure in den Tropftrichter
p
g
geben,, Schwefelsäure langsam
g
zutropfen
p
lassen,,
Reagenzglas auf Winkelrohr, Hahn nach einigen Minuten öffnen, nach einer Weile
Flamme mit Feuerzeug an Reagenzglas halten
Beobachtungen: Zink und Schwefelsäure reagieren zischend miteinander, beim Annähern der Flamme an
das Reagenzglas entsteht ein zischender Laut und das Reagenzglas beschlägt von
innen
Erklärung:
Zink wird durch die Schwefelsäure zersetzt und bildet ZnSO4, dabei entsteht
Wasserstoffgas H2, welches durch Verbrennung in H2O überführt wird
Entsorgung:
Behälter 1
Geräte:
Chemikalien:
8
1.3.2.5 Erläuterung & Gefahren
Erläuterung:
g
• Oxidation von Zn zu ZnSO4
• Oxidation von H2 zu H2O
Zn + H 2 SO4 → ZnSO4 + H 2
1
2
H 2 + O2 → H 2O
Gefahren:
1.3.1.7 Schwefel erhitzen
Geräte:
Reagenzglas, Reagenzglas-Klammer, Spatel, Brenner, 150 ml Becherglas
Chemikalien:
Schwefelpulver (Schwefelblüte)
Durchführung:· Becherglas ca. 5 cm hoch mit Wasser füllen
Reagenzglas zu ¼ mit Schwefel füllen
Reagenzglas in die nicht leuchtende Brennerflamme bringen und unter
permanentem Schütteln erhitzen.
Beobachtungen notieren:
Sobald der Temperaturbereich der 2. flüssigen Modifikation erreicht ist,
den flüssigen Schwefel durch umgießen in das Wasser abschrecken
abschrecken,
Schwefel herausnehmen und durch auseinanderziehen und die plastischen
Eigenschaften demonstrieren.
Erklärung:
Entsorgung:
120° C
150° C
300° C
445° C
S8 → S8, flüssig → S8, fest → S n , flüssig → S 2 gas + SO2
Restmüll
9
1.4 Stoffe
Ein chemischer Stoff ist Materie regelmäßiger Beschaffenheit, die
sich durch die Elementareinheiten, aus denen sie
zusammengesetzt ist, definiert. Diese Elementareinheiten
können Atome,, Moleküle oder Formeleinheiten ((etwa bei
Salzen) sein. Chemische Stoffe werden durch ihre
physikalischen Eigenschaften, wie Dichte, Schmelzpunkt,
elektrische Leitfähigkeit etc., charakterisiert.[1]
[1] Übersetzt nach: IUPAC Compendium of Chemical Terminology, Electronic
version: http://goldbook.iupac.org/C01039.html, abgerufen am 18. Aug. 2007.
1.4.1 Luft
Reine, trockene Luft
Zusammensetzung in bodennahen Schichten
Gas
Volumen-%
Stickstoff
Sauerstoff
Argon
Kohlendioxid
Wasserstoff
Andere Edelgase
78,08
20,95
0,93
0,034
0,00005
0,00245
www.wetter.com
10
1.4.2 Wasser
Charakteristische Eigenschaften
•
•
•
•
•
•
•
Einzige chemische Verbindung
auf der Erde, die natürlich in
allen drei Aggregatzuständen
vorkommt
Bedeckt 71 % der Erdoberfläche
Chemische Verbindung aus zwei
Nichtmetallen Æ Molekül
Dipolcharakter (polare
Flüssigkeit)
Wasserstoffbrückenbindung
Grosse Oberflächenspannung
Dichteanomalie (bei 4 °C
höchste Dichte)
http://de.wikipedia.org
1.4.1 Stoffbegriff – Eigenschaften
Stoffe mit ähnlichen Eigenschaften:
•
•
•
•
•
Metalle ... leiten elektrischen Strom und Wärme gut, sind leicht
verformbar, haben im reinen Zustand Oberflächenglanz (erscheinen
aber im feinverteilten Zustand schwarz) ...
Nichtmetalle ... leiten den elektrischen Strom schlecht ...
Salzartige Stoffe ... haben hohe Schmelz- und Siedetemperaturen,
leiten als Schmelzen oder Lösungen den elektrischen Strom, sind
spröde
öd aber
b spaltbar
ltb ...
Leichtflüchtige Stoffe ... haben niedrige Schmelz- und
Siedetemperaturen, ...
Makromolekulare Stoffe ... haben oft hohe Schmelz- und Siedepunkte,
zersetzen sich aber meist schon bei niedrigeren Temperaturen
(Beispiele: Kunststoffe, Proteine, Polysaccharide, DNA)
11
1.4.1.1 Metalle und Nichtmetalle im
PS
I
II
III
IIII
V
VI
VII
VIII
1
2
1H
3Li
4Be
5B
6C
7N
8O
9F
10Ne
3
11Na
12Mg
13Al
14Si
15P
16S
17Cl
18Ar
4
19K
20Ca
31Ga
32Ge
33As
34Se
35Br
36Kr
5
37Rb
38Sr
49In
50Sn
51Sb
52Te
53I
54Xe
6
55Cs
56Ba
81Tl
82Pb
83Bi
84Po
85At
86Rn
7
87Fr
88Ra
113
114
115
116
117
118
Metalle
2He
Halbmetalle
Nichtmetalle
1.4.2 Stoffbegriff - GefStoffV
1
2
3
4
5
6
7
8
Reinstoffe
ff sind einheitlich zusammengesetzt und mit physikalischen Methoden
nicht in Bestandteile auftrennbar (Verbindungen oder Elemente).
Zubereitungen sind aus mindestens zwei oder mehreren Stoffen bestehende
Gemenge, Gemische oder Lösungen
Mischungen von Stoffen entstehen wenn Flüssigkeiten mit anderen
Flüssigkeiten oder Feststoffen vermischt werden, ohne dass dabei chemische
Reaktionen oder Wärmetönungen auftreten
Gemenge sind ungeordnete Gemische von beliebigen Reinstoffen in ihrer
festen Form
Legierungen sind Gemenge aus zwei oder mehr Metallen
Lösungen zeigen bei Ihrer Herstellung häufig Wärmetönungen
Dispersionen sind Gemenge aus mindestens zwei Stoffen, die sich nicht oder
kaum ineinander lösen oder chemisch miteinander verbinden
Emulsionen bestehen aus mindestens zwei miteinander nicht mischbare
Flüssigkeiten
12
1.4.3 Stoffbegriff - Verbindungen
Chemisches Element
Unter einem chemischen Element versteht man einen Stoff,
• der sich chemisch nicht mehr weiter in andere Stoffe zerlegen
lässt und
• der aus Atomen mit gleichen chemischen Eigenschaften
aufgebaut ist.
Chemische Verbindung
Unter einer chemischen Verbindung versteht man einen Stoff,
• der aus Atomen mehrerer verschiedener Elemente besteht
und
• einheitliche physikalisch-chemische Eigenschaften wie z.B.
Schmelz- und Siedepunkt aufweist.
1.5 Stoffeigenschaften
Physikalische Eigenschaften
Ch i h Eigenschaften
Chemische
Ei
h f
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
Farbe, Spektrum
Dichte
Plastizität, Elastizität, Sprödigkeit
Duktilität, Zähigkeit, Kompressibilität
Viskosität, Oberflächenspannung
Wärmeleitfähigkeit
Elektrische Leitfähigkeit
Magnetismus, Magnetisierbarkeit
optische Aktivität
Brennbarkeit
Korrosionsbeständigkeit
Löslichkeit
Wertigkeit
Physikochemische Eigenschaften
•
•
Aggregatzustand
Schmelztemperatur,
Siedetemperatur oder
Erweichungsbereich
•
Wärmekapazität
13
1.6 Aggregatzustände
Bose-Einstein-Kontinuum
Bose
Einstein Kontinuum
fest
fest
schmelzen
verfestigen
sublimieren
flüssig
gasförmig
resublimieren
flüssig
verdampfen
gasförmig
kondensieren
gasförmig
ionisieren
plasmatisch
1.7 Gase
• Charakterisiert durch Druck p, Temperatur T, Volumen V
• Komprimierbar
• Ideale Gase: keine Anziehungskräfte, kein Eigenvolumen
• Ideales Gasgesetz:
p.V = n.R.T
• Molvolumen eines idealen Gases: 22,4 Liter (0°C, 1,01 bar)
• Gasbehälter: zylinderförmig, kugelförmig, hohe Drücke
)Siehe Skript Thermodynamik
14
1.7.1 Gasarmaturen
Farbige Kennzeichnung der Stellteile von Laborarmaturen
nach dem Durchflussstoff (DIN 12920)
•
Unbrennbare Gase einschl. verbrennungsfördernder Gase
•
Brennbare gasförmige Kohlenwasserstoffe
•
Sonstige Brenngase; Gasgemische
•
Sonstiges
http://www.experimentalchemie.de/
Übungsfragen 1
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7
7.
8.
9.
10.
Was versteht man unter Zubereitungen im Sinne der GefStoffV?
Was versteht man unter Mischungen von Stoffen ?
Was versteht man unter Gemengen ?
Was versteht man unter Legierungen ?
Was versteht man unter Lösungen ?
Was versteht man unter Dispersionen ?
Was versteht man unter Emulsionen ?
Wo befinden sich im PS die Metalle ?
Was versteht man unter Resublimation ?
Was ist ein ideales Gas ?
15
2 Anorganische Chemie
• Säuren und Basen
• Metalle, Nichtmetalle, Halbmetalle
• Chemische Reaktionen
2.1 Säuren und Basen
•
•
•
•
•
•
•
Säuren
Basen
Chemisches Gleichgewicht
pH
Indikatoren
Titration
Puffer
16
2.1.1 Säure Begriff
Arrhenius :
Eine Säure ist ein Stoff, der in
wässriger Umgebung Protonen
abgibt.
HClaq Ö H+aq + Cl-aq
HCl
Brönsted :
Alle Ionen-Dissoziation, in denen
Protonen beteiligt sind, können als
Säurereaktionen betrachtet werden.
g
Farbumschlag
Lackmus
Lewis :
Säuren sind
Elektronenpaarakzeptoren.
neutral: violett
sauer: rot
2.1.1.1 HCl Elektronenstruktur
H+
Cl-
Kation
Anion
H: s1
Cl: s2 p5
17
2.1.2 Säureeigenschaften 1
Säuren reagieren mit unedlen Metallen
HClaq Ö H+aq + Cl-aq
Zn + 2 HCl aq Ö Zn2+ + H2 + 2 Cl-aq
Starke Säure
hoher Dissoziationsgrad
HCl, H2SO4,
ca. 80 % Cl-aq
Schwächere Säuren
geringer Dissoziationsgrad
H2S aq , CH3COOH aq
ca < 1 % CH3COO- aq
Säuren neutralisieren Basen in
einer Neutralisationsreaktion, dabei
entsteht Salz and Wasser
H+aq + Cl-aq+ Na+aq + OH-aq Ö
H2O + NaCl aq
H+ + H-
Ö H2
2.1.3 Säureeigenschaften 2
Säuren schmecken sauer
Gleichgewichtsreaktion
H+aq + Cl-aq
HClaq
Sauere Lösungen sind Elektrolyte
H+aq + H2O Ö H3O+aq
Eigenschaften:
g
ätzend
hautreizend
Nichtsauerstoffhaltige
g Säuren
Nichtmetallhydrid + H2O Ö Säure
Chlorwasserstoff
HClaq
Schwefelwasserstoff
H2Saq
Sauerstoffhaltige Säuren
Nichtmetalloxide + H2O Ö Säure
Schwefelsäure
H2SO4
Salpetersäure
HNO3
Metalloxid + H2O
Mn2O7 + H2O
Ö Säure
Ö 2 HMnO4
18
2.1.4 Base Begriff
Arrhenius :
Eine Base ist ein Stoff, der in
wässriger Umgebung HydroxydIonen abgibt.
NaOH
O aq Ö Na+aq + OH
O -aq
NaOH
Brönsted :
Alle Ionen-Dissoziation, in denen
Hydroxyd-Ionen beteiligt sind,
können als Basereaktionen
betrachtet werden.
Farbwechsel
Lackmus
Lewis :
Basen sind Elektronenpaardonatoren
neutral: violett
basisch: blau
Test 1
Zeichnen und Erläutern Sie KOH in der
Elektronenpaarstrichschreibweise !
?
K: s1
H: s1
O: s2 p4
K+
O-H-
Kation
Anion
19
2.1.5 Baseeigenschaften
Basen denaturieren Proteine
Basen schmecken bitter
Base = Metallhydroxid
Unedeles Metall + H20
Starke Basen
Hoher Dissoziationsgrad
BaO, NaOH
Ba(OH)2,aqq Ö Ba2+aqq +
NaOHaq
Ö Na+aq +
Na + H2O
Ö Metallhydroxid
+ H2
Ö NaOH + ½ H2
Metalloxid + H20
Ö Metallhydroxid
BaO + H2O
Ö Ba2+ + 2 OH-
2 OH-aqq
OH-aq
Schwache Basen
schwacher Dissoziationsgrad
NH3,aq Ö NH3 + H2O Ö NH4+ + OH-
Andere Eigenschaften: basische Lösungen
sind Elektrolyte, haben ätzende und
hautreizende Eigenschaften
Test 2
Ist NH3 eine Säure oder eine Base ?
?
N
H
H
H
N: s2 p3
H: s1
NH3 + H2O Æ NH4+ + OH-
20
2.2 Gleichgewichtskonstante
((reversible)) chemische Reaktion
aAaq + bBaq
k→
cCaq + dDaq
k←
k→ [C]c ⋅[D]d
K=
=
k← [ A]a ⋅[B]b
A,B: Edukte C,D: Produkte
[A] = molare Konzentration von A
[C] = molare Konzentration von C
kÆ = Geschwindigkeit der Hinreaktion
K = Gleichgewichtskonstante
a,b = mol Edukte c,d = mol Produkte
[B] = molare Konzentration von B
[D] = molare Konzentration von D
kÅ = Geschwindigkeit der Rückreaktion
2.2.1 Reaktionsgeschwindigkeit
aAaq + bBaq
k→
cCaq + dDaq
k←
Reaktionsgeschwindigkeit
−
d[B]
d[ A]
=−
= k→ ⋅[ A]
dt
dt
Reaktionskinetik 1. Ordnung
21
2.2.2 Massenwirkungsgesetz
k→
cCaq + dDaq
k←
aAaq + bBaq
k→ [C]c ⋅[D]d
K=
=
k← [ A]a ⋅[B]b
Chemisches Gleichgewicht:
K gibt an wie viele Eduktmoleküle auf wie viele Produktmoleküle kommen.
Gleichgewichtskonstante K, Temperaturabhängig
Folge des chemischen Gleichgewichts: auftretende Konzentrationen sind
nicht unabhängig voneinander
2.3 Säurekonstante
H 3O + aq + A− aq
HAaq + H 2O
Starke Säure
KS gross
pKS klein
[H O ]⋅ [A ]
K=
+
−
3
[HA]⋅ [H 2O]
K S =K ⋅ [H 2O ] =
pK S =− log K S
[H O ]⋅ [A ]
+
3
[HA]
−
Säure
pKS
CH3COOH
H3PO4
H2PO4HPO42-
4,76
2,16
7,21
12,32
22
2.4 Basekonstante
HB + aq +OH − aq
Baq +H 2O
Starke Base:
KB gross
pKB klein
[HB ]⋅ [OH ]
K=
+
−
[B]⋅ [H 2O]
K B =K ⋅ [H 2O ] =
[HB ]⋅ [OH ]
+
−
[B ]
pK B =− log K B
Base
pKB
CH3COOH2PO4HPO42PO42-
9,24
11,84
6,79
1,68
2.5 Säurestärke
Sehr starke Säuren:
Starke Säuren:
Mittelstarke Säuren:
Schwache Säuren:
Sehr schwache Säuren:
HClO4, HCl, H2SO4,..
H2SO3, H2PO4,HNO3,...
CH3COOH, HClO,...
HCN, H2SiO4,H2O2,...
H2O,...
Protolyse in 1 m Lösungen bei 18°C
HNO3
HCl
CH3COOH
KOH
NaOH
82 %
78 %
0,4 %
77 %
73 %
23
2.6 pH-Werte
Ampholyt:
p y
H2O
Ö H+ + OH2 H2O Ö H3O+ + OHNeutrales Wasser:
T = 25 °C:
[H3O+] = [OH-] = 10-7 mol / l
Ionenprodukt des Wassers:
[H3O+] x [OH-] = 10-14 mol2 / l2
pH-Wert:
pH
= - log [H3O+]
pOH = - log [OH-]
pH + pOH = 14
Neutrales Wasser:
[H3O+] = 10-7 mol / l
pH = 7
Saures Wasser:
[H3O+] = 10-2 mol / l pH = 2
Basisches Wasser:
[H3O+] = 10-10 mol / l
pH = 10
Test 3
Was ist der p
pH-Wert der folgenden
g
Lösungen
g ?
?
10-3
10-1
0,3
1
m HCl
m HCl
m HCl
m HCl
Æ
Æ
Æ
Æ
pH = 3
pH = 1
pH = 0,52
pH = 0
24
Test 4
Was ist der pH-Wert der folgenden Lösungen ?
?
10-3
10-1
0,3
1
m NaOH
m NaOH
m NaOH
m NaOH
Æ
Æ
Æ
Æ
pH = 11
pH = 13
p
pH = 13,47
pH = 14
[H3O+] x [OH-] = 10-14 mol2 / l2
pH + pOH = 14
2.6.1 pH-Beispiele
25
2.7 Starke und schwache Säuren
[ H 3O + ] = [ A− ] = [HA]0
Starke Säuren
⇒
pH = pK s
Schwache Säuren
[ H 3O + ] = [ A− ] ≠ [ HA]0
⇒
pH = 1 2 ( pK s −log[HA]0 )
2.7.1 Beispiele
pKs
CH3COOH
4,76
1 m CH3COOH
10-3 m CH3COOH
pH = 0,5 * (4,76 – 0) = 2,38
pH = 0,5 * (4,76 +3) = 3,88
1 m HCl
10 -3 m HCl
pH = 0
pH = 3
26
2.8 Starke und schwache
Basen
[ HB + ] = [OH − ] = [ B ]0
Starke Base
⇒
pOH = pK B
Schwache Base
[ HB + ] = [OH − ] ≠ [ B]0
⇒
pOH =
1
2
( pK B − log[B]0 )
2.8.1 Beispiele
pKB
H2PO4-
11,84
1 m H2PO4-
10-3 m H2PO4-
pH = 0,5 * (11,84 - 0) = 5,92
pH = 0,5 * (11,84 + 3) = 7,42
1 m NaOH
10 -3 m NaOH
pH = 14
pH = 11
27
2.9 Korrespondierende Säuren
und Basen
HNO3 + H 2O
Säure
Base
−
NO3 + H 3O +
konjugierte Base
konjugierte Säure
2.9.1 Beispiele
Starke Säure
HCl
H2SO4
H 3 O+
HSO4HF
NH4+
H 2O
Schwache Base
Salzsäure
Schwefelsäure
Oxoniumion
Hydrogensulfation
Flusssäure
Amoniumion
Wasser
Abnehmende Stärke
Chloridion
Hydrogensulfation
Wasser
Sulfation
Fluoridion
Amoniak
Hydroxylion
ClHSO4H 2O
SO42FNH3
OH-
Zunehmende Stärke
28
2.9.2 Gleichgewichtsbetrachtungen
HAaq +H 2O
H 3O + aq + A− aq
A− aq +H 2O
HAaq +OH − aq
KS =
KB
[H O ]⋅ [A ]
+
−
3
[HA]
[HA]⋅ [OH − ]
=
[A ]
= [H O ]⋅ [OH ] = 10
−
KS ⋅ KB
+
3
−
−14
mol 2
l2
pK S + pK B = 14
2.10 Nachweis
Indikator = Rote-Beete-Konzentrat
29
2.10.1 Farbindikatoren
Indikator
Lackmus
Thymolblau
Methylorange
Methylrot
Thymolphtalein
Phenolphtalein
Säure
rot
rot
rot/orange
rot
farblos
farblos
Neutral
violett
gelb
Base
blau
blau
gelb
gelb
blau
pink
OH
O
Phenolphtalein
+ 2 NaOH
HO
C
O
Na+O-
+ 2 H2O
C
C
O- Na+
C
O
O
2.10.2 pH Indikatortabelle
30
2.10.3 Methyl Orange
Gelbe Form
Rote Form
O
N
H3 C
N
OH
S O
O
N
N
CH3
H3C
N
O
S O
N
CH3
2.11 Organische Säuren
O
O
R
OH
Ameisensäure
Essigsäure
B tt ä
Buttersäure
Benzoesäure
Phenol
R
O
+
+
H
HCOOH
CH3COOH
C3H7COOH
C6H5COOH
C6H5OH
31
Test 5
?
Wie stellt man eine 2m NaOH Lösung
g her ?
1 m NaOH
= 1 mol / l
1 mol NaOH
= 22,9898 + 15,9994 + 1,00797 = 39,997 g
2 m NaOH
= 79,994 g / 1 l
79,994 g in einen Kolben und auf 1 Liter auffüllen
2.11 Puffer
Ein Puffersystem:
y
Stoffgemisch,
g
, dessen p
pH-Wert sich bei Zugabe
g
einer Säure oder Base wesentlich weniger stark ändert, als dies
in einem ungepufferten System der Fall wäre, z.B. Humus in
Verbindung mit Grundwasser, oder Blut.
[ H 3O + ] ⋅ [ A− ]
[ HA ]
KS =
⇒ [ H 3O + ] = K S ⋅ −0
[ HA0 ]
[A ]
pH = pK s − log
[ HA0 ]
[ A− ]
z.B. schwache Säure und dazugehöriges Salz wie CH3COOH / CH3COONa
32
2.11.1 Das Puffersystem Blut
O2
Lunge
CO2
H 2O
Erythrocyte
pH =
H+
HbH+ HbO2
Vene
HbH+ HbO2
7,4 + 0,5
Puffer:
3
Arterie HCO
HCO3-
HCO3Protein
3
PO43-
24 mmol.l-1
22 mmol.l-1
2 mmol
mmol.ll-11
H+
Erythrocyte
H 2O
O2
Körperzellen
CO2
2.12 Chemische Reaktionen
Stoffumwandlungen
Ö
Ö
Ö
Ö
Ö
Photoreaktionen
Ph
t
kti
Grenzflächenreaktionen (z.B. an Katalysatoren)
Polymerisationsreaktionen
Additionsreaktionen
Kondensationsreaktionen
Ö Redoxreaktionen
Ausgangsstoffe
A
t ff
Edukte
1 O2 +
E d t ff
Endstoffe
Produkte
1C
Ö
1 CO2
Mengenangaben in Mol
33
2.12.1 Redoxreaktionen
Elektronenverschiebungen
H2 + 1/2 O2
Ö H2O
Na +
1/
2
H2 Ö NaH
Ca + 1/2 O2
Ö CaO
B
3/
2
H2 Ö BH3
S
Ö SO2
Sr + H2
+ O2
Elektronenabgabe
= Oxidation
+
Ö SrH2
Elektronenaufnahme
= Reduktion
2.12.1.1 Redox Beispiele
Oxidation von Fe und C
Oxidationsmittel
2 Fe
+
3/
C
+
O2
2
O2
Ö
Fe2O3
Ö
CO2
Reduktion von Silikat
Reduktionsmittel
SiO2
+
C
Ö
Si + CO2
34
2.12.2 Oxidationsstufen
Ladungszahl
elektrische Ladung des Ions
K+, Ca2+ , Ca++, Fe3 +, Fe+++
, Cl-, SO42-, SO4--, PO43-, PO4---
Oxidationszahl
Oxidationsstufe:
Stoffe aus einem Element
einatomige Ionen
Oxidationszahl = 0
Oxidationszahl = Ladungszahl
Sauerstoff in Peroxiden
Oxidationszahl = -1
z.B. H-O-O-H
2.12.3
Bestimmung der
Oxidationszahlen
Ausnahmen
vorhanden?
ja
Ermitteln von Element 1 mit ENmax
Oxidationzahl (Element 1) = - Wertigkeit
Ermitteln von Element 2 mit ENmin
Oxidationzahl (Element 2) = + Wertigkeit
Mehr als 3
Atomsorten"
ja
Summe aller Oxidationszahlen = Molekül-Ladung
Oxidationzahl (Element 3) = Differenz
35
2.12.3.1 Oxidationszahlen
Beispiele 1
+1
-1
+3
-1
+1
-2
+1 +5 -2
HCl
FeCl3
H2O
H3PO4
+1
+1
+3
+1 +3 -1
-1
-1
NaCl NaH
0
+1
C60
-1
H2O2
-1
BH3
NaBH4
+1 +2 -3
+8/3
HCN
Fe3O4
-2
2.12.3.1 Oxidationszahlen
Beispiele 2
Unterschiedliche Oxidationsstufen eines Atoms
+1 +7
-2
+4
-2
+2
+4
-2
KMnO4
MnO2
MnCO3
K-Permanganat
Braunstein
Manganspat
+1 +6
+1 +4
+1
-2
-2
-2
H2SO4
H2SO3
H 2S
Schwefelsäure
schweflige Säure
Schwefelwasserstoff
36
2.13 Nomenklatur in der
anorganischen Chemie
Anzahl Vorsilbe (Präfix)
Elementname
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
Verbindungsname
mono- oder hendi
tri
tetra
penta
hexa
hepta
octa
nona
deca
undeca
dodeca
Nomenklaturname
IUPAC (International Union of Pure and
Applied Chemistry
Beispiele:
P4S7 Tetraphosphorheptasulfid
CrO3 Chromtrioxid
CH2Cl2 Dichlormethan
Trivialname
2.13.1 Anionen der Wasserstoffsäuren
HCl Æ H+ + Cl -
Chlorid
Endung –id
7. Hauptgruppe (Halogenide)
Fluorid (F-), Chlorid (Cl-), Bromid (Br-), Iodid (I-)
Beispiel: SF6 Schwefelhexafluorid
6. Hauptgruppe
Oxid (O2-), Sulfid (S2-), Selenid (Se2-)
Beispiel: Na2S Natriumsulfid
5. Hauptgruppe
Nitrid (N3-), Phosphid (P3-)
Beispiel: Na3N Natriumnitrid
4. Hauptgruppe ... Beispiel: SiC Siliciumcarbid
37
2.13.2 Sauerstoffsäuren
(Oxosäuren) und Anionen 1
Elementsäuren (-at)
( )
7. Hauptgruppe:
Halogensäure HXO3
6. Hauptgruppe:
Elementsäure H2XO4
5. Hauptgruppe:
Elementsäure H3XO4
z. B. Chlorsäure
HClO3 Anion Chlorat
(ClO3-)
z. B. Schwefelsäure
H2SO4 Anion Sulfat
(SO42-)
z. B. Phosphorsäure
p
H3PO4 Anion Phosphat
p
Ausnahme: Salpetersäure
((PO43-);
z. B. Kohlensäure
H2CO3 Anion Carbonat
(CO32-)
z. B. Borsäure
H3BO3 Anion Borat
(BO33-)
4. Hauptgruppe:
Elementsäure H2XO3
3. Hauptgruppe:
Elementsäure H3XO3
2.13.3 Sauerstoffsäuren
(Oxosäuren) und Anionen 2
Per-säuren (p
(per…-at))
7. Hauptgruppe:
Perhalogensäure HXO4
zusätzliches Sauerstoffatom
z. B. Perchlorsäure HClO4 Anion Perchlorat (ClO4)-
„Elementige“ Säuren (-it)
Salpetrige
Säure
HNO2
Chlorige
g
Säure
HClO2
Schweflige Säure
H2SO3
ein Sauerstoffatom weniger
Anion Nitrit
(NO2)Anion Chlorit
((ClO2 )Anion Hydrogensulfit
(HSO3) -
„Hypoelementige“ Säuren (hypo…-it)
Hypochlorige Säure
HClO
zwei Sauerstoffatome weniger
Anion Hypochlorit
(ClO) -
38
2.13.4 Trivialnamen 1
Es haben sich Trivialnamen für Chemikalien eingebürgert
Trivialname
Salzsäure
Salpetersäure
Kö i
Königswasser
Flusssäure
Chemische Formel
HCl
HNO3
HNO3 + HCl (1
(1:3)
3)
HF
Systematische Namen werden von IUPAC vergeben
2.13.4 Trivialnamen 2
Trivialname
(Ortho)
Ätzkali
Ätzkalk
Backpulver
Bittersalz
Bullrichsalz
Chilesalpeter
Estrichgips
Fixiersalz
gebrannter Kalk
gelöschter Kalk
Gips
Glaubersalz
IUPAC-Name
Kieselsäure
Kaliumhydroxid
Calciumoxid
Natriumhydrogencarbonat
Magnesiumsulfat
Natriumbicarbonat
Natriumnitrat
Calciumsulfat/
Calciumoxid-Gemisch
Natriumthiosulfat
Calciumoxid
Calciumhydroxid
Calciumsulfat
Natriumsulfat
Chemische Formel
H2SiO4
KOH
CaO
NaHCO3
MgSO4
NaHCO3
NaNO3
CaSO4 + CaO
Na2S2O3
CaO
Ca(OH)2
CaSO4
Na2SO4
39
2.13.5 Trivialnamen 3
Trivialname
Hirschhornsalz
Höllenstein
Kochsalz
Kreide
Kupfervitriol
Marmor
Mennige
Natriummetabisulfit
Natronsalpeter
Soda
Speisesalz
Waschsoda
Zinkvitriol
Zyankali
IUPAC-Name
Ammoniumcarbonat
Silbernitrat
Natriumchlorid
Calciumcarbonat
Kupfersulfat
Calciumcarbonat
Blei(II,IV)-oxid
Natriumdisulfit
Natriumnitrat
Natriumcarbonat
Natriumchlorid
Natriumcarbonat
Zinksulfat
Kaliumcyanid
chemische Formel
(NH4)2CO3
AgNO3
NaCl
CaCO3
CuSO4
CaCO3
Pb3O4
Na2S2O5
NaNO3
Na2CO3
NaCl
Na2CO3
ZnSO4
KCN
Übungsfragen 2
1.
1
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9
9.
10.
11.
12.
13.
Was ist eine LEWIS Base ?
Was ist eine LEWIS Säure ?
Ist Wasser eine Säure oder eine Base ?
Was ist der pH Wert einer o.ooo1 m HCl (NaOH)?
Welches ist die korrespondierende Base zu H3PO4 ?
Welcher Indikator ist für NaOH geeignet ?
Wie funktionieren chemische Puffer ?
Was ist eine Reduktion
Od
Ordnen
Sie
Si di
die Oxidationszahlen
O id ti
hl d
den At
Atomen iin ffolgenden
l
d
Verbindungen zu: Na + H2O Æ NaOH + ½ H2
Welche Atome werden bei der Reaktion unter 9, reduziert
und welche werden oxidiert ?
Was ist Königswasser
Welches Strukturelement haben Chlorate ?
Was ist die IUPAC
40
Weblinks
http://de.wikipedia.org/wiki/Knallgasreaktion
http://www.old.unibayreuth.de/departments/didaktikchemie/experimente.htm
http://www.experimentalchemie.de/07-b-03.htm#rezension
http://www.iupac.org/index_to.html
3 Organische Chemie
Chemie der Kohlenstoffverbindungen
C: 1s22s22p2
•
• C •
•
•
•
•
C •
Einfachbindungen CH4
Methan
Doppelbindungen
Ethylen (Ethen)
2HC=CH2
41
Test 6
Welches sind die Elektronenkonfigurationen
g
?
H
N
?
O
F
3.0 Elektronenpaare
Unter einem Elektronenpaar versteht man zwei Elektronen mit entgegengesetztem
Spin, die dasselbe Atom- oder Molekülorbital besetzen.
Aufgrund des Pauli-Prinzips können Elektronen im Atoms (genauer: innerhalb eines
elektronisch abgeschlossenen Systems) nicht in allen Quantenzahlen übereinstimmen. Pro Orbital, definiert durch Hauptquantenzahl, Nebenquantenzahl und
magnetische Quantenzahl sind daher höchstens zwei Elektronen mit
unterschiedlicher Spinquantenzahl möglich.
Man unterscheidet zwischen bindenden und nichtbindenden Elektronenpaaren
42
3.0.1 Elektronenpaarschreibweise
Elektronenpaare werden als Striche angegeben
bindende Elektronenpaare
nichtbindende Elektronenpaare
Einzelne Elektronen werden als Punkte angegeben
H ⋅ + ⋅H
→ H −H
H2
| N M + MN | → | N ≡ N |
O : + :O
→
N2
O=O
O2
| F ⋅ + ⋅F | → | F − F |
F2
3.0.2 Modell der
Elektronenpaarabstoßung
•
•
Elektronenpaare =
Raumladungswolken
– symbolisiert in der
Elektronenpaarschreibweise
Elektronenpaarabstoßung
– COULOMB-Abstoßung
zwischen Elektronenpaaren
– maximales Ausweichen
– maximale Raumausfüllung
)Siehe Skript Bindungslehre
H
H
C
H
H
43
3.0.2.1 2 Bindungspartner
Bei Einfach- und Doppelbindungen !
AB2, z.B. CO2
2-wertig
linear ∠180°
3.0.2.2 3 + 4 Bindungspartner
AB3, z.B. BF3
3-wertig
trigonal ∠ 120°
AB4, z.B. CH4 , SiH4
4-wertig
tetragonal ∠ 109,5 °
44
3.0.2.3 5 + 6 Bindungspartner
AB5, z.B. PF5
5-wertig
trigonal bipyramidal
AB6, z.B. SF6
6-wertig
oktaedrisch
3.1 Systematik organischer
Verbindungen
CHNOS
C,H,N,O,S
Kohlenwasserstoffverbindungen
acyclisch
gesättigt
alicyclisch
ungesättigt
gesättigt
ungesättigt
z.B.
z.B.
Doppelbindung, z.B.
CH2
H3C
H2C
CH2
CH3
CH2
H2C
CH2
Dreifachbindung, z.B.
HC
CH
H2C
CH2
H2C
CH2
H2C
CH2
CH2
H2C
CH
H2C
CH
H2C
mit Doppel- oder
Dreifachbindung
45
3.1.1 Gesättigte Kohlenwasserstoffe
Alkane CnH2n+2
P
Paraffine
ffi
M th
Methan
BP: -164°C
(RT: g)
Erdgas
Faulgas
Eth
Ethan
BP: -88,6°C
(RT: g)
P
Propan
BP: -42,1°C
(RT: g)
Gesättigte Kohlenwasserstoffe haben keine Doppelbindungen
3.1.1.1 n-Alkane
G
G
G
G
L
L
L
L
L
L
...
S
Methan
M
th
Ethan
Propan
n-Butan
n-Pentan
n-Hexan
n-Heptan
n-Octan
n-Nonan
n-Decan
CH4
CH3CH3
CH3CH2CH3
CH3[CH2]2CH3
CH3[CH2]3CH3
CH3[CH2]4CH3
CH3[CH2]5CH3
CH3[CH2]6CH3
CH3[CH2]7CH3
CH3[CH2]8CH3
Siedepunkt um so
höher, je länger die
Kette d.h. je stärker
die v.d.Waals
Wechselwirkungen
n-Hexadecan CH3[CH2]14CH3
46
3.1.1.2 Eigenschaften der
n-Alkane
C Name Summenformel Flammpkt.
p Schmelzpkt.
p Siedepkt.
p
1 Methan
CH4
- 90,65 K
111,4 K
2 Ethan
C2H 6
- 90 K
185 K
3 Propan
C 3H 8
- 85 K
231 K
4 n-Butan C4H10
- 135 K
272,5 K
5 n-Pentan C5H12
224 K
144 K
309 K
6 n-Hexan C6H14
250 K
178 K
342 K
7 n-Heptan C7H16
269 K
182 K
371 K
8 n-Octan C8H18
289 K
216 K
399 K
9 n-Nonan C9H20
304 K
222 K
424 K
10 n-Decan C10H22
319 K
243 K
447 K –
--
Dichte
0,667 kg/m³
1,212 kg/m³
1,83 kg/m³
2,703 kg/m³
0,626 g/cm³
0,659 g/cm³
0,684 g/cm³
0,718 g/cm³
0,733 g/cm³
http://de.wikipedia.org/wiki/Alkane
3.1.1.3 „Organische Reste“
• Bezeichnung
g für einen Molekülrest ((Radikal),
), der z.B. durch
Abspaltung eines H-Atoms entsteht:
CH4
Æ
H•
+
• CH3
Methyl rest
C 2H 6
Æ
H•
+
• C 2H 5
Ethyl rest
C 3H 8
Æ
H•
+
• C 3H 7
C4H10
Æ
H•
+
• C 4H 9
C6H12
Æ
H•
+
• C6H11
?
Cyclohexan
CH3
Methylcyclohexan
47
3.1.1.4 Iso- und Neo-Alkane
Name
Isomerenzahl
Strukturisomere
gleiche C-Zahl
gleiche H-Zahl
verzweigte Alkane mit einer
Methylgruppe an Position 2
vom Kettenende her werden
als iso-Alkane, solche mit zwei
Methylgruppen an dieser Stelle
werden als als neo-Alkane
bezeichnet
Methan
Ethan
Propan
Butan
Pentan
Hexan
Heptan
Octan
Nonan
Decan
1
1
1
2
3
5
9
18
35
75
3.1.1.5 n-Butan und Isobutan
Isomer
Schmelzpunkt Siedepunkt
Dichte
n-Butan
Iso-Butan
−138,3 °C
−159,42 °C
2,71 kg/m³
2,70 kg/m³
−0,5 °C
−11,7 °C
48
3.1.1.6 Verzweigte Alkane 1
Zeichnen Sie die 9 Isomere
des Heptans und benennen
Sie sie !
n-Butan
4,6 - Dimethyldecan
2-Methylpropan
„Isobutan“
n-Hexan
Cyclohexan
3.1.1.7 Verzweigte Alkane 2
n-Octan
„organische Reste“ -yl
methyl... R = CH3
ethyl...
R = C2H5
propyl...
R = C3H7
phen l
phenyl
R = C6H5
...
2-Methylheptan
2,2-Dimethylhexan
2,2,4-Trimethylpentan
"Isooctan"
3-Methylheptan
2,5-Dimethylhexan
2,2,3,3-Tetramethylbutan
49
Test 7
Benennen Sie die folgenden Verbindungen:
Test 8
Benennen Sie die folgenden Verbindungen:
•
•
•
50
3.1.2 Ungesättigte Kohlenwasserstoffe
Alkane
Ol fi
Olefine
CH4
Methan
Alkene
Alkine
C 2H 6
Ethan
C 2H 4
Ethen
C 2H 2
Ethin
C 3H 8
Propan
p
C 3H 6
Propen
p
C 3H 4
Propin
p
C4H10
Butan
C 4H 8
Buten
C 4H 6
Butin
C5H12
Pentan
C5H10
Penten
C 5H 8
Pentin
"Crack-Prozeß"
Crack-Prozeß
Reaktionsfreudige Verbindungen mit Doppelbindungen
3.1.2.1 Ethen = Ethylen
H
H
H
H
• Ethen, (Ethylen, veraltet: Äthen bzw. Äthylen)
• farbloses,
f bl
süßlich
üßli h riechendes
i h d G
Gas
• Ausgangsstoff für PE (Polyethylen),
Schädlingsbekämpfungsmittel und Senfgas
• Pflanzenhormon (Phytohormon), regt zur Fruchtreifung an
• narkotische Wirkung
51
3.1.2.2 Alkene
1-Hepten
1,3 – Heptadien
1 5 – Heptadien
1,5
1 6 – Heptadien
1,6
1,3,5 - Heptatrien
3.1.2.3 Ethin = Acetylen
H
H
•
•
•
•
•
•
•
Ethin (Trivialname Acetylen oder Azetylen)
farbloses Gas
S h iß
Schweißgas,
IIndustriechemikalie
d t i h ik li
ungiftig
Hochentzündlich, Zündtemperatur: bei ND 305 °C
bildet mit Luft explosive Gemische
Bildet mit Cu hochexplosives Cu-Acetylid
52
3.1.2.4 Alkine
1-Heptin
1,3 – Heptadiin
1,5
, – Heptadiin
p
1,6
, – Heptadiin
p
1,3,5 - Heptatriin
3.1.3 Nomenklaturregeln
Hauptkettenbestimmung bei verzweigten acyclischen Kohlenwasserstoffen
Die Hauptkette (Stammsystem) ist jene Kette, welche
•
•
•
•
•
•
•
•
•
die größte Zahl an Mehrfachbindungen enthält
bei Mehrdeutigkeit von (1): die größere Zahl von C-Atomen enthält
bei Mehrdeutigkeit von (2): die größere Zahl von Doppelbindungen enthält
bei Mehrdeutigkeit von (3): den niedrigsten Lokantensatz für die Mehrfachbindungen hat.
bei Mehrdeutigkeit von (4): den niedrigsten Lokantensatz für die Doppelbindungen hat.
b iM
bei
Mehrdeutigkeit
h d i k i von (5)
(5): die
di größere
öß
Zahl
Z hl von Substituenten
S b i
h
hat.
bei Mehrdeutigkeit von (6): den niedrigsten Lokantensatz für die Substituenten hat.
bei Mehrdeutigkeit von (7): den alphabetisch geordnet ersten Substituenten hat.
bei Mehrdeutigkeit von (8): den niedrigsten Lokanten für den alphabetisch ersten
Substituenten hat.
Bei cyclischen Systemen ohne Heteroatomen ist meist der Cyclus das Stammsystem.
53
3.1.4 Kohlenwasserstoffe mit
einer funktionellen Gruppe
R-X
R = organischer Rest
R=H
R = CH3
R = C2H5
R = C3H7
R > C16
X = funktionelle Gruppe
X = OH
Alkohole
X = COOH
Carbonsäuren
R = CHO
Aldehyde
R = CO
Ketone
R = NH3
Amine
3.1.4.1 Alkohole
Alkan
Methan
Ethan
Propan
n-Butan
n-Pentan
n-Hexan
n-Heptan
n-Octan
CH4
CH3CH3
CH3CH2CH3
CH3[CH2]2CH3
CH3[CH2]3CH3
CH3[CH2]4CH3
CH3[CH2]5CH3
CH3[CH2]6CH3
Alkohol
R-OH
Methanol
Ethanol
Propanol
Butanol
Pentanol
Hexanol
Heptanol
Octanol
CH3OH
C2H5OH
C3H7OH
C4H9OH
C5H11OH
C6H13OH
C7H15OH
C8H17OH
54
3.1.4.1.1 Beispiele
• Ethanol
HO
OH
• Isopropanol
p p
• Andere Bezeichnung: 2-Propanol
• Verwendung: Lösungsmitttel, Desinfektionsmittel,
Reinigungsmittel, Frostschutzmittel
3.1.4.2 Carbonsäuren 1
R-COOH
R = organischer Rest
R=H
Methansäure
R = CH3
Ethansäure
R = C2H5 Propansäure
R = C3H7 Butansäure
R > C16
langkettige Alkansäuren
Ameisensäure
Essigsäure
Propionsäure
Buttersäure
= Fettsäuren
Entkalker
Haushaltsreiniger
ranziges Fett
55
3.1.4.2.1 Carbonsäuren 2
R COOH
R-COOH
• Dicarbonsäuren
Oxalsäure
in Rhabarber, Stachelbeeren, etc.
• Hydroxycarbonsäuren
Milchsäure
Citronensäure
Weinsäure
3.1.4.3 Carbonsäureester
OR´
R COOR‘
R-COOR‘
Carbonsäureester R-CO-OR´
Zusammensetzung :
O
R
Säureproton wird durch weiteren
organischen Rest ersetzt
Fruchtaromastoffe
• Anwendungen :
• Reaktionen
Veresterung :
Carbonsäure + Alkohol / Säure
Verseifung :
Carbonsäureester + Base
Ö Carbonsäureester + Wasser
Ö Carbonsäure + Alkohol
56
3.1.4.4 Aldehyde & Ketone
R (CO) H R
R-(CO)-H,
R-(CO)-R‘
(CO) R‘
Aldehyde :
R-(CO)-H
• Zusammensetzung :
OH-Gruppe einer Carbonsäure
wird durch ein H-Atom ersetzt
• Anwendungen :
Kunststoffindustrie
• Beispiel:
Formaldehyd R = H
Ketone :
R-(CO)-R´
• Zusammensetzung :
OH-Gruppe einer Carbonsäure
wird durch einen Rest R´ ersetzt
• Anwendungen :
Duftstoffe, " Blume " beim Wein
• Beispiel:
Aceton H3C-CO-CH3
R
O
H
R´
R
O
R
3.1.4.5 Säurehalogenide & Säureamide
Cl
R-(CO)-Cl, R-(CO)-NH2
O
R
O
R
NH2
Carbonsäurehalogenide : R-(CO)-Cl
• Zusammensetzung: :
OH-Gruppe wird durch Cl-Atom ersetzt
• Anwendungen: :
Reaktionsmittel in der chem.Industrie
• Beispiel: :
Acetylchlorid R = CH3
Carbonsäureamide :
• Zusammensetzung :
• Anwendungen :
• Beispiel :
R-(CO)-NH2
OH-Gruppe wird durch NH2 -Gruppe ersetzt
Reaktionsmittel in der chem.Industrie
Harnstoff R = NH2
57
3.1.4.6 Ether
R O R‘
R-O-R‘
Ether
• R = R‘ = Methyln CH3
• R = R‘ = Ethyl
CH3CH2
• R = C 2H 5
R‘ = CH3
R-O-R‘
Dimethylether
Diethylether
Methylethylether
• Andere Ether
Diethylenglykol
HOH2C-CH2-O-CH2-CH2OH
Frostschutzmittel
• Anwendungen
Narkosemittel, Lösungsmittel
CH3OCH3
CH3CH2OCH2CH3
C2H5OCH3
3.1.4.7 Amine + Nitrile
R´´
NR3 , R-CN
N
R
R´
Amine
• primäres Amin :
• sekundäres Amin :
• tertiäres Amin :
NRR‘R‘‘
H
R´´ = R´ = H
R´´ = H
R R´
R,
R,R
R´´ = organische Reste
• Beispiel :
Anilin zur Herstellung von Farbstoffen
und Kunstatoffen
Hochgiftig, Nervengift
Nitrile
R- CN
N
H
58
3.1.4.8 Amide & Isocyanate
R´
R‘-(CO)-NRR‘ , R-NCO
O
NRR´´
Amide:
• Zusammensetzung :
• Anwendungen :
R-CO-NRR´
OH-Gruppe einer Carbonsäure wird durch
eine Aminogruppe ersetzt
Kunststoffindustrie, z. B. Polyamide
Isocyanate:
• Anwendungen :
• Beispiel :
R-N=CO
Kunststoffindustrie, Insektizidherstellung
Methylisocyanat, hochgiftig
H3C-N=C=O
3.1.4.9 Aminosäuren
H2N-R-COOH
Aminosäuren :
• Vorkommen :
• Verwendung :
N H2
H
R
COOH
H2N-CHR-COOH
Naturstoffe, Nahrungsbestandteile
essentielle Aminosäuren
müssen über Nahrung aufgenommen werden
Aminosäurederivate als Antibiotika, z.B.
Penicillin K
H
H3C S
H3C H
O
H3C
H N
N
O
O
O
59
3.1.5 Stereoisomere
Isomere:
gleiche Summenformel, unterschiedliche Strukturformel
Stereoisomere:
gleiche Summenformel, gleiche Strukturformel
mit unterschiedlicher räumlicher Anordnung
Enantiomere:
gleiche Summenformel, gleiche Strukturformel
Bild und Spiegelbild
Diastereoisomere:
sind Stereoisomere, die keine Enantiomere sind
3.1.6 Cyclische Kohlenwasserstoffe
• Cycloalkane
• Zucker (Kohlenhydrate)
60
3.1.6.1 Kohlenhydrate: Zucker
Cx, H2y, Oy
"Hydrate
Hydrate des Kohlenstoffs"
Kohlenstoffs
• Monosaccharide: 5 oder 6 C
Glucose (Traubenzucker)
Weintrauben
Pflaumen
α-Glucose
Fructose (Fruchtzucker)
Äpfel, Honig,
β-Glucose
3.1.6.2 Galactose
• Monosaccharide: 5 oder 6 C Galactose (Milchzucker)
(
)
α-Galactose
β-Galactose
61
3.1.6.3 Saccharose
•
Disaccharide: 2x(5 oder 6 C), Saccharose (Rohrzucker) "Zucker"
3.1.6.4 Maltose
• Disaccharide: 2x(5 oder 6 C), α - Maltose (Malzzucker)
62
3.1.6.5 Lactose
• Disaccharide: 2x(5 oder 6 C),
β - Lactose (Milchzucker)
3.1.6.6 Polysaccharide
(Biopolymere C6H10O5)n
Cellulose
Stä k
Stärke
63
3.1.6.7 In D zugelassene
Zuckeraustauschstoffe
VerkehrsEWGbezeichnung Nummer
Summenformel
Mannit
E 421
C6H14O6
chemische
(Gebrauchs)
bezeichnung
D-Mannit
Xylit
E 967
C5H12O5
Xylitol
Sorbit
E 420
C6H14O6
Isomalt
E 953
Maltit-Sirup
E 965
C12H24O11
x H2O
C12H24O11
D-Sorbit, DGlucid
Palatinit
Oligomere
der DGlucose
insulinunabhängige Metabolisierung
3.2 Aromatische Kohlenwasserstoffe
Zyklische
y
Kohlenwasserstoffe
aromatisch
heterocyclisch
polycyclisch aromatisch
Grundgerüst
N
Benzol
Pyridin
Diphenyl; Phenylbenzol, E 230
Aromaten sind planare, cyclische Moleküle mit konjugierten Doppelbindungen
mit besonders günstigen Energieniveaus. Sie unterscheiden sich in
chemischen und physikalischen Eigenschaften von den übrigen organischen
Verbindungen, den Aliphaten.
64
3.2.1 Benzol
Andere Namen: Benzen
CAS-Nummer 71-43-2
Summenformel C6H6
Molare Masse 78,11 g·mol−1
farblose Flüssigkeit mit charakteristischem Geruch
Löslichkeit: sehr gut in Benzin und Alkohol, sehr schwer in Wasser: 1,77 g·l−1
Dichte 0,8842 g·cm−3
Schmelzpunkt 5,5 °C
Siedepunkt 80,1 °C
Dampfdruck 100 hPa (20 °C)
Sicherheitshinweise
Gefahrstoffkennzeichnung aus RL 67/548/EWG, Anh. I
Gefahrensymbole F (Leichtentzündlich), T (Giftig )
R- und S-Sätze R: 45-46-E48/23/24/25-11-36/38-65 S: 53-45
MAK nicht festgelegt, da krebserregend, LD50oral ,Ratte 930 mg·kg–1
WGK 3 – stark wassergefährdend
3.2.1.1 Benzolring
Das Erstellen der korrekten Strukturformel des Benzols stellte lange
g
Zeit ein Problem dar: Summenformel C6H6 217 Strukturformeln .
Da in der systematischen chemischen Nomenklatur die Endung -ol für
Alkohole verwendet wird, ist die in Deutschland meist verwendete,
historisch bedingte Bezeichnung Benzol irreführend; der Name Benzen
wurde von der IUPAC als offizielle Nomenklatur für diesen
Kohlenwasserstoff bestimmt.
65
3.2.2 Mesomerie
Mesomerie (Resonanz): in einem Molekül oder mehratomigen Ion
können manchmal die vorliegenden Bindungsverhältnisse nicht durch
eine einzige Strukturformel dargestellt werden, sondern nur durch
mehrere Grenzformeln. Keine dieser Grenzformeln beschreibt die
Bindungsverhältnisse und damit die Verteilung der Elektronen in
ausreichender Weise. Die tatsächliche Elektronenverteilung des Moleküls
bzw. Ions liegt zwischen den von den Grenzformeln angegebenen
Elektronenverteilungen
Elektronenverteilungen.
Dies wird durch den Mesomeriepfeil
(Resonanzpfeil) ↔ symbolisiert, der nicht mit dem ein chemisches
Gleichgewicht symbolisierenden Doppelpfeil verwechselt werden darf.
Der Begriff der Mesomerie wurde 1933 von Christopher Kelk Ingold
eingeführt. Ein Beispiel für eine solche mesomere Verbindung ist das
Benzol. Auch alle anderen Aromaten sind mesomere Verbindungen.
3.2.2.1 Benzol - Bindung
http://de.wikipedia.org
66
3.2.3 Naphthalin
= Benzolderivat
farbloser Feststoff , Summenformel C10H8
sublimiert schon bei Raumtemperatur
bicyclischer aromatischer Kohlenwasserstoff
charakteristischer Geruch nach Teer
gesundheitsschädlich und umweltgefährlich.
(kein) polyzyklischer aromatischer
Kohlenwasserstoffen (PAK)
• Früher Bestandteil von Mottenkugeln
•
•
•
•
•
•
1819 vom britischen Chemiker Alexander Garden
aus dem Steinkohleteer isoliert.
1866 wurde die Naphthalinformel zum ersten Mal
von Emil Erlenmeyer aufgestellt.
3.2.4 Anthracen
= Benzolderivat
•
•
•
•
•
•
•
•
farbloser kristalliner Feststoff
Summenformel C14H10
sublimiert leicht
Flammpunkt liegt bei 121 °C
Zündtemperatur bei 538 °C
Luftvolumenanteil > 0,6% : explosive Gemische
wassergefährdend (WGK 2)
Verwendung als Basisstoff für die Herstellung von
Gerbstoffen und Schädlingsbekämpfungsmitteln
wurde 1832 zum ersten Mal von Auguste Laurent
und Jean Dumas aus dem Teer isoliert.
67
3.2.5 Toluol
= Benzolderivat
CH3
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
IUPAC Namen: Methylbenzen, Toluen
Summenformel: C7H8
Trivialnamen: Toluol, Methylbenzol, Phenylmethan,
farblose, charakteristisch riechende, flüchtige Flüssigkeit
benzolähnliche Eigenschaften
aromatischer Kohlenwasserstoff
Häufig als Benzolersatz verwendet
Bestandteil im Benzin
Vorkommen im Erdöl
verursacht Nerven-, Nieren- und möglicherweise auch
Leberschäden
• fortpflanzungsgefährdend sowie fruchtschädigend
• wassergefährdend (WGK 2)
3.2.6 Trinitrotoluol TNT
= Benzolderivat
CH3
NO2
O 2N
NO2
• IUPAC Nomenklatur: 1-Methyl-2,4,6Trinitrobenzen
• Summenformel C7H5N3O6
• hellgelbe, nadelförmige Kristalle
• Sprengstoff
• Mit seinem niedrigen Schmelzpunkt von 80,8 °C
lässt sich TNT in Wasserdampf
p schmelzen und
kann in Formen gegossen werden
• Giftig, bei Hautkontakt allergische Reaktionen
• färbt die Haut leuchtend gelborange
• R-Sätze: R 2-23/24/25-33-51/53
• S-Sätze: S(1/2-)35-45-61 [1]
68
3.2.6.1 TNT Äquivalent
• Das TNT-Äquivalent
q
ist eine nicht SI-konforme,, aber weiterhin
gebräuchliche Maßeinheit für die gesamte bei einer Explosion
freiwerdende Energie:
• 1 kT (Kilotonne TNT) = 4,184 · 1012 J
Sprengstoff
S h
Schwarzpulver
l
Ammoniumnitrat
Dynamit/Ballistit/Cordit
TNT
Chloratsprengstoffe
Umrechnungsfaktor
0 25 bi
0,25
bis 0
0,4
4
0,5
0,8
1,1
2,2
3.2.7 PCBs
Polychlorierte Biphenyle (PCB)
giftig, krebsauslösend
bis in die 1980er in:
•Transformatoren,
•elektrischen Kondensatoren,
•Hydraulikanlagen,
•Weichmachern in Lacken,
•Dichtungsmassen,
•Isoliermitteln und Kunststoffen
PCB sind eine von zwölf als
„dreckiges Dutzend“ bekannten
organischen Giftstoffen, welche
durch die Stockholmer
Konvention vom 22. Mai 2001
weltweit verboten wurden.
69
3.2.7.1 Biphenyl
Konservierungsmittel E 230, Schimmelpilzwachstumshemmstoff,
(E 230 wird oft in Kombination mit E 231, E 232, E 233 und Imazalil auf
Schalen von Zitrusfrüchten aufgebracht)
Schädlingsbekämpfungsmittel, Herstellung von Pharmazeutika & von PCB,
Gewinnung aus destillierten Steinkohleteerölen,
Andere Bezeichnungen: Diphenyl, Phenylbenzol, Dibenzol
3.2.7.2 PCB Bezeichnungen
Allgemeines Schema:
Cl
4,4‘-Dichlordiphenyl
Cl
3,4,4‘,5‘ - Tetrachlordiphenyl
Cl
Cl
Cl
Cl
70
Test 9
Suchen Sie Informationen zu
DDT heraus:
Name
Anwendung
Biologische Wirkungen
3.2.9 Dioxine
Gebräuchliche Bezeichnung
g für:
Polychlorierte Dibenzo-p-dioxine PCDD
Dibenzofurane PCDF
chemisch ähnlich aufgebaute chlorierte
organische Verbindungen;
Nebenprodukte bei Herstellung
chlororganischer Chemikalien;
Früher: Schadstoffemmissionen bei
Müllverbrennung
Langlebige Schadstoffe, toxisch, karzinogen
71
3.2.9.1 Seveso Gift
•
•
•
•
•
•
•
•
•
2,3,7,8-Tetrachlordibenzo-p-dioxin
2,3,7,8-Tetrachlordibenzo-1,4-dioxin
abgekürzt als 2,3,7,8-TCDD, TCDD, „Dioxin“, oder „Seveso-Dioxin“
1967 – 1975 Vietnamkrieg: Einsatz des Entlaubungsmittel Agent
Orange, dessen Verunreinigung mit TCDD zu schweren, bis heute
andauernden Schädigungen bei Bevölkerung und US-Soldaten führte
1976 S
Sevesounglück:
lü k A
Austritt
t itt größerer
öß
Mengen
M
von TCDD iin U
Umwelt
lt
Früher: Emission aus Müllverbrennungsanlagen (heute durch
Nacherhitzung Reduzierung auf unbedenkliche Spuren)
Zellgift, teratogen, erbgutschädigend, krebserzeugend
Kontakt führt zu Chlorakne, schweren Organschäden, z.B. der Leber
LD50,Ratte, oral: 25–60 µg/kg LD50, Kaninchen, oral: 115 µg/kg
Stoffe der E-Liste
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
Liste der Lebensmittelzusatzstoffe mit E-Nummern
E 100 – Kurkumin (Farbstoff)
E 101 – Riboflavin (Farbstoff; Vitaminwirksam)
E 101a – Riboflavin-5´-Phosphat (Farbstoff; Vitaminwirksam)
E 102 – Tartrazin (Farbstoff)
E 104 – Chinolingelb (Farbstoff)
E 110 – Gelborange S (Farbstoff)
....
E 1518 – Glycerintriacetat (Trägerstoff, Füllstoff, Trennmittel)
E 1519 – Benzylalkohol (Aromastoff)
E 1520 – 1,2-Propandiol, Propylenglycol (Trägerstoff, Füllstoff, Trennmittel;
Feuchthaltemittel)
http://de.wikipedia.org/wiki/Liste_der_in_der_Europ%C3%A4ischen_Union_zugelassenen_Le
bensmittelzusatzstoffe#Liste_der_Lebensmittelzusatzstoffe_mit_E-Nummern
72
Übungsfragen 3
1.
Welche Struktur hat das Molekül CO2
(Elektronenpaarstrichschreibweise) ?
2. Lösen Sie die Aufgaben unter Test 7 und Test 8 !
3. Wie sieht Butadien aus ?
4. Was sind Carbonsäuren ? Beispiele ?
5. Was sind Ketone ? Beispiel ?
g
?
6. Was ist Benzol ? Gesundheitsgefahren
7. Was versteht man unter PCBs ? Gesundheitsgefahren ?
8. Was sind Dioxine ?
9. Welche Gefahren gehen von DDT aus ?
10. Was versteht man unter Mesomerie ?
11. Was sind Enantiomere ?
Web Links
http://de.wikipedia.org/wiki/Polychlorierte_Dibenzodioxine_und_Dib
enzofurane
http://www.hls-online
http://www.hls-online.org/alkoholgehalt.html
http://de.wikipedia.org/wiki/Liste_der_in_der_Europ%C3%A4ischen
_Union_zugelassenen_Lebensmittelzusatzstoffe
73
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