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Grundwissen der 10. Klasse (sg) Chemie
III. Saure, basische und neutrale Lösungen
H
 Säure/Base-Reaktionen sind Reaktionen bei denen Protonen ausgetauscht
werden.
 Säuren sind immer Protonendonatoren, d.h. sie geben Protonen ab. So bilden
sich z.B. mit Wasser H3O+-Ionen (= Oxoniumionen).
Verantwortlich
für saure
Lösung !
Beispiel HCl (= Salzsäure):
δ+
δ+
δ-
H
Cl
H
H
δ+
H
O
δ-
H
HCl (g)
+
Chlorwasserstoff
„Säure“
(= Protonendonator)
H
O
Cl
H
Cl- (aq)
+
Chlorid-Ion
„Säurerest-Ion“
H2O (l)
Wasser
„Base“
(= Protonenakzeptor)
H3O+ (aq)
Oxonium-Ion
 Basen sind immer Protonenakzeptoren, d.h. sie können Protonen aufnehmen.
So bilden sich z.B. mit Wasser OH--Ionen (= Hydroxid-Ionen).
Verantwortlich
für basische
Lösung !
Salze alles klar?!
Magnesiumnitrat
⇔
Natriumphosphat
⇔
Bariumiodid
⇔
Calciumcarbonat (= Kalk) ⇔
Aluminiumhydroxid
⇔
Ammoniumhydrogensulfit ⇔
Natriumphosphid
⇔
Neutralisation:
Stoffgleichung:
Mg(NO3)2
Na3PO4
BaI2
CaCO3
Al(OH)3
NH4HSO3
Na3P
⇔
⇔
⇔
⇔
⇔
⇔
⇔
Mg2+; 2 NO33 Na+; PO43Ba2+; 2 ICa2+; CO32Al3+; 3 OHNH4+; HSO33 Na+; P3-
Säure
+
Base

HCl
+
NaOH

Salz
NaCl
+
+
Wasser
H2 O
Ionengleichung:
H3O+(aq) + Cl-(aq) + Na+(aq) + OH-(aq)  Na+(aq) + Cl-(aq) + 2 H2O(l)
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Indikatoren:
Name
Universalindikator
Phenolphthalein
pH-Wertskala
in saurer Lösung
rot
farblos
..0…….
in neutraler Lösung
gelb-grün
farblos
…….7……
0
in alkalischer Lösung
blau
pink
……14..
10
20
30
40
50
Titration Die Titration ist eine Methode zur Ermittlung der Stoffmenge.
Dabei tropft man eine Maßlösung genau bekannter Konzentration zu einem
bestimmten Volumen an Probelösung, bis ein Indikator umschlägt.
IV. Elektronenübergänge
 Redoxreaktionen (= Elektronenübertragungsreaktionen) sind Reaktionen bei
denen Elektronen übertragen werden, wobei die Oxidationszahl der beteiligten
Atome sich verändert. Bei Redoxreaktionen laufen immer Oxidation und
Reduktion gleichzeitig ab.
 Oxidation ist die Abgabe von Elektronen, die Oxidationszahl wird erhöht. Der
Elektronendonator ist das Reduktionsmittel.
 Reduktion ist die Aufnahme von Elektronen, die Oxidationszahl wird
erniedrigt. Der Elektronenakzeptor ist das Oxidationsmittel.
Oxidation
z.B. Verbrennen von Magnesium:
0
Gesamtgleichung:
2 Mg
+
O2

(Reduktionsmittel)
(Oxidationsmittel)
+II -II
2 MgO
Oxidation (= Elektronenabgabe): Mg  Mg2+ + 2e- /*2
Reduktion (= Elektronenaufnahme): O2 + 4e-  2 O2-
Reduktion
V. Kohlenwasserstoffe (KW)
Verbindungen, deren Moleküle nur aus Kohlenstoff- und Wasserstoff-Atomen aufgebaut
sind.
Verbrennung KW mit
O2 zu CO2 und H2O!
Alkane= gesättigte KW:
ungesättigte KW:
In ihren Molekülen liegen nur Einfachbindungen
In ihren Molekülen liegen mindestens eine...
vor: frei drehbar um C-C-Achse
 Bindungswinkel 109,5o (Tetraeder)
Alkene: ...C=C-Zweifach- Alkine: ...C=C-Dreifachz.B. Oktan
bindung vor:  nicht frei bindung vor:
H
H
H
H
H
H
H
H
H
C
C
C
C
C
C
C
C
H
H
H
H
H
H
H
H
H
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drehbar um C=C-Achse
 Bindungswinkel 120o
(trigonal planarer Bau)
H
z.B. Ethen H
C C
H
H
 Bindungswinkel 180o
(linearer Bau)
z.B. Ethin
H
C
C
H
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Elektrophile Addition: Mehrfachbindungen
haben hohe Elektronendichten und können
deshalb von Elektronen liebenden Teilchen
angegriffen werden.
z.B. CH2=CH2 + Br2  CH2Br-CH2Br
CH2=CH2 + HBr  CH2Br-CH3
Radikalische Substitution: Durch Lichteinwirkung entstehen Halogenradikale, die
Alkanmolekülen H-Atome entreißen und in der
Folge ersetzen.
z.B. CH4 + Br2  CH3Br + HBr
Formeln am Beispiel Ethan:  Molekülformel (=Summenformel): C2H6
H
H
 vereinfachte Strukturformel: CH3-CH3
 Strukturformel (= Valenzstrichschreibweise = Lewisformel): Isomerie:
H C
C
Verbindungen haben die gleiche Molekülformel und ...
H
H
Konstitutionsisomerie: ...unterschiedliche
Reihenfolge der Verknüpfung der Atome.
z.B. C4H10
E/Z-Isomerie: ...unterschiedliche räumliche
Lage von Atomen oder Atomgruppen bei
gleicher Reihenfolge der Verknüpfung der
Atome.
CH3
H
H
H
z.B. C4H8
C C
C C
CH
3
CH3
CH3
H
(Z)-But-2-en
(E)-But-2-en
Butan CH3-CH2-CH2-CH2-CH3 und
2-Methylpropan
H
CH3-CH-CH3
CH3
Löslichkeit: KW sind unpolare, d.h. lipophile Stoffe, die nur mit unpolaren
Lösungsmitteln mischbar sind. Zwischen den KW- und Lösungsmittelmolekülen
können sich nur van-der-Waalskräfte ausbilden.
Siede (ϑ b) - und Schmelztemperatur (ϑ m): KW bilden nur van-der-Waalskräfte
untereinander aus, deshalb steigen ϑb und ϑm mit der Oberfläche der Moleküle.
VI. Sauerstoffhaltige organische Verbindungen
Verbindungsklasse deren Moleküle gekennzeichnet sind durch eine oder mehrere...
Alkohole (= Alkanole): ... Hydroxygruppen.
Beispiele:
primärer Alkohol
Ethanol
CH3-CH2-OH;
tertiärer Alkohol
2-Methylpropanol
OH
Butan-2-ol
OH
CH3-C-CH3;
sekundärer
Alkohol
CH3-CH-CH2-CH3;
OH
OH OH
Propan-1,2,3-triol (Glycerin) CH2-CH-CH2
CH3
Aldehyde (= Alkanale): ... Aldehydgruppen. Sie sind Oxidationsprodukte der primären
Alkohole und lassen sich zu Carbonsäuren oxidieren. Aldehyde können durch
Silberspiegel- und Fehlingprobe spezifisch nachgewiesen werden.
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Beispiele: Methanal, Ethanal
Methanal
O
C
O
;
Ethanal
CH3
H
H
C
H
Ketone (= Alkanone): ... Ketogruppen. Sie sind die Oxidationsprodukte der sekundären
Alkohole und lassen sich nicht weiter oxidieren.
Beispiele:
O
O
Propanon (Aceton) CH3-C-CH3;
Pentan-2-on
CH3-C-CH2-CH2-CH3
Carbonsäuren: ... Carboxygruppen. Sie sind die Oxidationsprodukte der Aldeyhde.
Beispiele:
O
Ethansäure (Essigsäure) CH3-COOH;
Methansäure (Ameisensäure)
C
OH
H
Carbonsäureester: ...Estergruppen. Ein Ester bildet sich, wenn ein Alkohol mit einer
Carbonsäure unter Abspaltung von Wasser reagiert (Gleichgewichtsreaktion).
Beispiele:
Kondensation: Verknüpfung zweier Moleküle
unter Abspaltung von Wasser
O
CH3-COOH
Ethansäure
€
+
HO-CH2-CH2-CH3
Propanol
CH3-C-O-CH2-CH2-CH3
Ethansäurepropylester
+
H2O
Wasser
Hydrolyse: Spaltung eines Moleküls unter
Anlagerung von Wasser
Löslichkeit und Mischbarkeit von sauerstoffhaltigen Kohlenwasserstoffen:
CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – COOH
unpolar, hydrophob
polar, hydrophil
Van-der-Waals-Kräfte
H-Brücken bzw. Dipol-Dipol-Kräfte
Das Verhältnis der polaren und nicht polaren Anteile des Moleküls bestimmt, wie
gut der Stoff mit polaren oder unpolaren Lösungsmitteln mischbar ist. Mit
zunehmender Länge des unpolaren Alkylrestes sind die Moleküle weniger
hydrophil.
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Siede- und Schmelztemperatur von sauerstoffhaltigen Kohlenwasserstoffen:
In Pfeilrichtung steigt die Stärke der zwischenmolekularen Wechselwirkungen
und damit steigt auch die Siede- bzw. Schmelztemperatur bei ähnlicher
Molekülgröße:
Carbonsäuren
Alkohole
Aldehyde, Ketone, Ester
Kohlenwasserstoffe
2 H-Brücken pro Molekül
1 H-Brücke pro Molekül
Dipol-Dipol-Wechselwirkungen
Van-der-Waals-Wechselwirkungen
VII. Biomoleküle: Fette, Kohlenhydrate, Proteine
Fette:
Fette sind die energiereichsten Nährstoffe und dienen dem Körper als
Energiereserve.
Ester des Alkohols Glycerin (Propan-1,2,3-triol) und dreier Fettsäuren.
Kohlenhydrate:
Kohlenhydrate sind aus ringförmigen Molekülen aufgebaut. Sie werden in
Monosaccharide (Einfachzucker, z.B. Glucose), Disaccharide (Zweifachzucker,
z.B. Saccharose) und Polysaccharide (Mehrfachzucker, z.B. Stärke und Cellulose)
eingeteilt.
Kondensationsreaktion
Glucose
(Traubenzucker;C6H12O6)
Hydrolyse
reaktion
Stärke
Kohlenhydrate wie Stärke sind unsere wichtigsten Energielieferanten.
Kohlenhydrate wie Cellulose zählen zu den Ballaststoffen und sind das
Zellwandmaterial der pflanzlichen Zellen.
Proteine:
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Proteine (Eiweiße) erfüllen in unseren Körper Aufgaben als Baustoffe,
Nährstoffe, Enzyme und Transportmoleküle. Sie bestehen aus großen,
kettenförmigen Molekülen. Ihre Bausteine, die Aminosäuren, sind durch
Peptidbindungen miteinander verknüpft.
Grundstruktur von Aminosäuren:
Aminogruppe
Rest
Carboxygruppe
Verknüpfung zweier Aminosäuren führt zum Dipeptid, bei mehr als 100 Aminosäuren
spricht man von einem Protein...
z.B.
Kondensationsreaktion
Hydrolyse
reaktion
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