Allgemeine Chemie (für Biologie und Ernährungslehre)
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Allgemeine Chemie (für Biologie und Ernährungslehre) in der Sekundarstufe II (Fachoberschule, Fachgymnasium, Gymnasium) Autor: L. Drews Bilder-Quellen (z.T. nachbearb.): commons.wikimedia.org (Algarech + Van Flamm); UD-Bildschirmschoner; …, lsp: dre Version 0.13 (2013) teilredigierte Arbeitsversion!!! BK_SekII_allgChem_BioEL.docx -1- (c,p) 2009-2013 lern-soft-projekt: drews Legende: mit diesem Symbol werden zusätzliche Hinweise, Tips und weiterführende Ideen gekennzeichnet Nutzungsbestimmungen / Bemerkungen zur Verwendung durch Dritte: (1) Dieses Skript (Werk) ist zur freien Nutzung in der angebotenen Form durch den Anbieter (lern-soft-projekt) bereitgestellt. Es kann unter Angabe der Quelle und / oder des Verfassers gedruckt, vervielfältigt oder in elektronischer Form veröffentlicht werden. (2) Das Weglassen von Abschnitten oder Teilen (z.B. Aufgaben und Lösungen) in Teildrucken ist möglich und sinnvoll (Konzentration auf die eigenen Unterrichtsziele, -inhalte und -methoden). Bei angemessen großen Auszügen gehören das vollständige Inhaltsverzeichnis und die Angabe einer Bezugsquelle für das Originalwerk zum Pflichtteil. (3) Ein Verkauf in jedweder Form ist ausgeschlossen. Der Aufwand für Kopierleistungen, Datenträger oder den (einfachen) Download usw. ist davon unberührt. (4) Änderungswünsche werden gerne entgegen genommen. Ergänzungen, Arbeitsblätter, Aufgaben und Lösungen mit eigener Autorenschaft sind möglich und werden bei konzeptioneller Passung eingearbeitet. Die Teile sind entsprechend der Autorenschaft zu kennzeichnen. Jedes Teil behält die Urheberrechte seiner Autorenschaft bei. (5) Zusammenstellungen, die von diesem Skript – über Zitate hinausgehende – Bestandteile enthalten, müssen verpflichtend wieder gleichwertigen Nutzungsbestimmungen unterliegen. (6) Diese Nutzungsbestimmungen gehören zu diesem Werk. (7) Der Autor behält sich das Recht vor, diese Bestimmungen zu ändern. (8) Andere Urheberrechte bleiben von diesen Bestimmungen unberührt. 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Stoffe und ihre Klassifikation ................................................................................. 16 Stoff-Klassen .............................................................................................................. 26 2. grundlegende physikalische Sachverhalte ............................................. 31 2.1. Kräfte zwischen den Teilchen ................................................................................ 35 2.2. Energie und Energie-Austausch ............................................................................ 37 2.3. Teilchen-Bewegung ................................................................................................ 40 3. Stoffe, Eigenschaften und zugehörige Arbeits-Methoden .................... 44 3.0.1. konstitutive Eigenschaften .............................................................................. 45 3.0.2. kolligative Eigenschaften ................................................................................ 46 3.0.3. kombinierte Eigenschaften .............................................................................. 47 3.1. bedeutsame Stoffeigenschaften ............................................................................ 48 3.1.1. Aggregatzustand .............................................................................................. 48 3.1.2. elektrische Leitfähigkeit................................................................................... 51 3.1.3. Viskosität und Oberflächenspannung ............................................................ 53 3.1.4. Masse und Volumen ......................................................................................... 56 3.1.x. Farbigkeit .......................................................................................................... 58 3.2. wichtige Arbeitsmethoden für und mit Stoffgemischen ....................................... 59 3.2.1. Dekantieren, Sichten und Filtern ..................................................................... 59 3.2.2. Destillieren ........................................................................................................ 60 3.2.3. Extrahieren ....................................................................................................... 63 3.2.3.x. Hochdruck-Extraktion .................................................................................. 63 Exkurs: überkritischer Zustand von Gasen ............................................................... 63 3.2.4. weitere Trenn-Verfahren .................................................................................. 64 3.2.4.x. Zentrifugieren .............................................................................................. 64 3.2.4.x. Magnet-Scheiden......................................................................................... 64 3.2.4.x. Sublimation .................................................................................................. 64 3.2.4.x. Flotation ....................................................................................................... 64 3.2.4.x. Adsorbtion ................................................................................................... 64 3.2.4.x. Absorption ................................................................................................... 65 3.2.4.x. Chromatographische Trennung ................................................................... 65 3.2.5. Lösen ................................................................................................................ 67 3.2.6. weitere Misch-Verfahren .................................................................................. 73 3.2.7. Kombination aus Trenn- und Misch-Verfahren .............................................. 73 4. Atombau und das Periodensystem der Elemente .................................. 74 4.1. Atom-Modelle – eine kurze Geschichte ................................................................. 74 erste Vorstellungen vom Bau der Welt ..................................................................... 74 Exkurs: DALTON’s Experimente zu den Massenverhältnissen bei chemischen Reaktionen ............................................................................................................... 75 die DALTONsche Atom-Theorie ............................................................................... 76 das THOMSONsche Atom-Modell ............................................................................ 77 Exkurs: THOMSONs Versuche mit Vakuum-Röhren ................................................ 77 Exkurs: GOLDSTEINs Versuche mit Kanal-Strahl-Röhren ....................................... 79 Exkurs: BOLTZMANNs Theorien zur Thermodynamik ............................................. 79 das RUTHERFORDsche Atom-Modell ..................................................................... 80 Exkurs: RUTHERFORDs Experiment ....................................................................... 80 Exkurs: ASTONs Massen-Spektrometer .................................................................. 81 das BOHRsche Atom-Modell .................................................................................... 82 BK_SekII_allgChem_BioEL.docx -3- (c,p) 2009-2013 lsp: dre Exkurs: Licht und Energie ......................................................................................... 85 das BOHR-SOMMERFELDsche Atom-Modell .......................................................... 89 die SCHRÖDINGER-Gleichung................................................................................ 90 das Wellen-mechanische Atom-Modell ..................................................................... 91 Orbital-Formen für ein idealisiertes Wasserstoff-Atom .............................................. 93 das Quanten-mechanische Atom-Modell .................................................................. 95 4.1.1. (neue) Stoff-bezogene Begriffe aus der Atom-Welt ....................................... 97 Exkurs: Atom-/Welt-Modelle der modernen Physik ................................................. 103 4.2. ein modernes und praktikables Atom-Modell für Chemiker ............................... 105 4.2.1. die Bildung von Ionen .................................................................................... 114 4.2.1.1. Ionen-Bildung bei Nebengruppen-Elementen ............................................ 116 4.3. das Periodensystem der Elemente ...................................................................... 118 4.3.1. Bau-Prinzipien des Periodensystems der Elemente .................................... 120 4.3.1. Gesetzmäßigkeiten und systhematische Zusammenhänge im PSE ........... 125 Atom-Größe ........................................................................................................... 126 Ionisierungs-Energien............................................................................................. 128 Wertigkeiten in Verbindungen................................................................................. 131 Elektronegativität (nach PAULING) ........................................................................ 137 Metall- und Nichtmetall-Charakter .......................................................................... 139 Säure- und Base-Charakter (der Oxide) ................................................................. 141 Schmelz- und Siede-Temperaturen ........................................................................ 143 4.4. chemische Bindung und Bindungs-Arten ........................................................... 148 4.4.1. Atom-Bindung ................................................................................................ 153 4.4.1.1. Element-Verbindungen mit kovalenter Bindung ......................................... 157 Exkurs: Theorie der Molekül-Orbitale ..................................................................... 159 4.4.1.2. anti-bindende Molekül-Orbitale .................................................................. 160 4.4.2. Ionen-Bindung (Ionen-Beziehung) ................................................................ 162 4.4.2.1. Verbindungen mit ionischer Bindung ......................................................... 165 4.4.3. Atom-Bindung mit teilweisen Ionen-Charakter (polare Atom-Bindung) ..... 167 4.4.3.1. Verbindungen mit polarer Atom-Bindung ( teilweisen Ionenbindung / Atombindung mit teilweisen Ionen-Charakter) ........................................................ 171 4.4.4. Metall-Bindung ............................................................................................... 175 4.4.4.1. Element-Verbindungen mit Metall-Bindung ................................................ 176 4.4.5. koordinative Bindung ..................................................................................... 177 4.4.5.1. Verbindungen mit koordinativer Bindung ................................................... 179 5. chemische Reaktion ................................................................................ 185 5.0. erste allgemeine und wiederholende Betrachtungen ......................................... 185 Methode: Schrittfolge zum Aufstellen und Ausgleichen von chemischen Gleichungen (Empfehlungen) ...................................................................................................... 189 5.1. Teilchen- und Stoß-Theorie der chemischen Reaktion ...................................... 194 5.1.1. die Stoß-Theorie ............................................................................................. 194 5.1.2. die Theorie des Übergangszustandes .......................................................... 198 5.1.3. der typische Reaktions-Ablauf ...................................................................... 200 5.2. die Thermodynamik chemischer Reaktionen ...................................................... 201 5.2.1. einfache Thermodynamik chemischer Reaktionen ...................................... 201 5.2.2. weiterführende Thermodynamik chemischer Reaktionen ........................... 205 5.3. die Kinetik chemischer Reaktionen ..................................................................... 209 5.3.1. einfache Kinetik chemischer Reaktionen ..................................................... 209 5.3.1. die Reaktions-Geschwindigkeit ..................................................................... 210 Methode der Anfangsgeschwindigkeit .................................................................... 214 5.3.1.1. Reaktionsordnung ..................................................................................... 216 5.3.1.2. Abhängigkeit der Reaktions-Geschwindigkeit gerichteter Reaktionen ........ 220 Konzentrations-Abhängigkeit .................................................................................. 220 Temperatur-Abhängigkeit ....................................................................................... 221 Druck-Abhängigkeit ................................................................................................ 223 5.3.2. das chemische Gleichgewicht ....................................................................... 225 BK_SekII_allgChem_BioEL.docx -4- (c,p) 2009-2013 lsp: dre 5.3.2.1. das Massenwirkungs-Gesetz ..................................................................... 226 5.3.2.2. Abhängigkeit und Beeinflussung des chemischen Gleichgewichtes .......... 226 Konzentrations-Abhängigkeit.................................................................................. 227 Temperatur-Abhängigkeit ....................................................................................... 228 Druck-Abhängigkeit ................................................................................................ 230 5.4. Arten chemischer Reaktionen .............................................................................. 234 5.4.1. Säure-Base-Reaktionen / Reaktionen mit Protonen-Übergang / Protolysen236 5.4.1.1. Säure- und Base-Begriffe / Säure-Base-Konzepte..................................... 239 Methode: Aufstellen von Neutralisations-Gleichungen............................................ 254 Exkurs: Regeln zum Aufstellen der Namen für Salze ............................................. 257 5.4.1.2. der pH-Wert ............................................................................................... 264 5.4.1.3. Puffer / Puffer-Lösungen............................................................................ 269 5.4.1.4. Bildung von (anorganischen) Salzen ......................................................... 271 5.4.2. Redox-Reaktionen / Reaktionen mit Elektronen-Übergang ......................... 272 5.4.2.1. klassische Betrachtung von Oxidation und Reduktion ............................... 272 Exkurs: die Phlogiston-Theorie ............................................................................... 273 5.4.2.2. die moderne Betrachtung von Oxidation und Reduktion ............................ 276 Methode: Aufstellen von Redox-Gleichungen ......................................................... 284 5.4.2.3. Sonderfälle der Redox-Reaktionen Disproportionierung und Komproportionierung .............................................................................................. 287 5.4.2.y. elektro-chemische Reaktionen (Elektro-Chemie) ....................................... 288 6. Stöchiometrie ........................................................................................... 291 Gesetz von den äquivalenten Proportionen (RICHTER; 1791) ............................... 291 Gesetz von den konstanten Proportionen (PROUST; 1794) ................................... 291 Gesetz von den multiplen Proportionen (DALTON; 1808) ...................................... 292 stöchiometrische Wertigkeit.................................................................................... 293 Methode: Ermitteln des Symboles bzw. der Formel für ein Element ....................... 294 Lern-Stoff / Regel: .................................................................................................. 294 Einige Nichtmetalle kommen in speziellen molekularen Strukturen vor (z.B. S8 od. P4). In den meisten Fällen wird auf diese Angaben verzichtet, da sich die Moleküle in chemischen Reaktionen, wie einzelne Atome verhalten. ........................................ 294 Methode: Aufstellen der Formel für eine (anorganische) Verbindung ..................... 295 Methode: Aufstellen der Formel für binäre Salze .................................................... 296 Gesetz von GAY-LUSSAC und HUMBOLDT (1808) .............................................. 296 Gesetze von GAY-LUSSAC und KELVIN () ........................................................... 296 BOYLE-MARIOTTEsches Gesetz () ....................................................................... 297 Gesetz von AVOGADRO (1811) ............................................................................ 297 Masse m [g, kg, u] .................................................................................................. 297 Gesetz von der Erhaltung der Masse (LOMONOSSOW, 1748) .............................. 298 Methode: Aufstellen einer chemischen Gleichung .................................................. 299 Methode: gravimetrische Analyse einer Verbindung ............................................... 300 Volumen V [l, cm3, m3, ml] ...................................................................................... 300 Dichte [g/ml, kg/l] ................................................................................................. 300 Stoffmenge n [mol] ................................................................................................. 301 Molare Masse M [g/mol] ......................................................................................... 301 Exkurs: Bestimmung der LOSCHMIDTschen Zahl / AVOGADRO-Konstante ......... 302 Molares Volumen VM [l/mol] .................................................................................... 303 Konzentration c [mol/l, M] ....................................................................................... 303 Methode: Bestimmung der empirischen Formel und der Summen-Formel ............. 304 Titration .................................................................................................................... 305 Methode: Maßanalyse ............................................................................................ 309 Methode: Maßanalyse ............................................................................................ 309 Exkurs: Molekül-Hypothese von AVOGADRO ........................................................ 310 Beziehungen zwischen den wichtigen Größen der Stöchiometrie ....................... 313 6.x. stöchiometrische Größen der technischen Chemie ........................................... 314 Exkurs: Stöchiometrisches Rechnen a'la "Polytechnische Oberschule der DDR" ... 315 BK_SekII_allgChem_BioEL.docx -5- (c,p) 2009-2013 lsp: dre 7. Tabellen, Zusammenfassungen, Begriffsbestimmungen .................... 319 7.1. Nomenklatur (Namensgebung) ............................................................................ 319 Substitutive und radikalofunktionelle Nomenklatur der wichtigen funktionellen Gruppen ................................................................................................................. 320 organische Stoffe und ihre Namen ......................................................................... 321 7.2. Namen diverser Chemikalien in verschiedenen Sprachen usw. ........................ 322 7.3. Begriffe und Begriffsbestimmungen, Definitionen ............................................. 324 Literatur und Quellen: ................................................................................. 330 BK_SekII_allgChem_BioEL.docx -6- (c,p) 2009-2013 lsp: dre 0. Vorbemerkungen schulische Themen der allgemeinen Chemie, Realisierung der Lehrplaninhalte verschiedener Bildungsgänge; nicht erschöpfend und nicht immer alle Inhalte der Bildungsgänge betrachtet; Auswahl der Inhalte nach Bedeutung vorrangig für Biologie bzw. Ernährungslehre Wiederholung, Neueinführung, Selbst-Studium, Anders-Betrachtung, Übung deshalb systematisch unvollständig (Hinweise auf fehlende Gruppen im Einleitungstext zur Stoffgruppe) Gliederung so, wie Inhalte gebraucht werden (wenn keine Bedeutung für …, dann keine Aufnahme in die Gliederung (selten nur Querverweise oder Links)); Gliederungsebenen sind chemisch orientiert aber doch didaktisch betont gewählt; praktische Verwendbarkeit und Übersichtlichkeit (für unseren Zweck) geht vor abstrakter wissenschaftlicher Strenge, sonst besteht auch die Gefahr der ellenlangen Gliederungen (1.4.2.1.2.1. Irgendwas). Leider klappt das aber nicht immer. Kompromiß!!! Stoffe bzw. Stoffgruppen, die auch Inhalt des Faches sind, werden nicht weiter betrachtet – es sei denn, es gibt allgemeingültige Basisinhalte einheitliches Niveau für ein gutes bis sehr gutes Grundwissen, bei alternativer Benutzung von Schul-Lehrbücher, Internet-Plattformen usw. usf. muss man selbst einschätzen, ob das dargebotene Niveau dem eigenen Zweck entspricht Kursleiter der Zielkurse (Biologie bzw. Ernährungslehre) können den Umfang (mit)bestimmen (Themenvorgabe od. Reduktion des Skripts (siehe Nutzungsbestimmungen / Lizenz) für Selbststudium und Nachschlagezwecke das Lösen der Aufgaben ist bei Selbststudium zu empfehlen; zuerst Abgleich mit Gleichgesinnten und Gleichbetroffenen, günstig für Selbstkontrolle und selbstorganisiertes Lernen; Kursleiter der Zielkurse (Biologie bzw. Ernährungslehre) werden sicher bereit sein, die Lösungen nachzukontrollieren bzw. im Streitfall zu schlichten diverse Aufgaben, z.T. auch solche, die man in Klausuren oder anderen Leistungs-Kontrollen erwarten könnte einige Stoffgruppen (z.B. Kohlenhydrate) werden auf dem Minimal-Niveau (z.B. für Biologen) betrachtet. Für die Ernährungslehre erfolgt eine ausführliche Betrachtung in einem speziellen Skript (z.B. (Skript:) Ernährungslehre). Durch spezielle Zeichen an der Kapitel-Überschrift wird die Eignung für die einzelnen Interessenten angezeigt. Der Erdball steht für Allgemeinwissen bzw. Grundwissen für die Biologen wie die Ernährungswissenschaftler (Trophologen). Das DNS-Molekül steht für die Biologie und der Löffel – na dreimal dürfen Sie raten – natürlich für die Ernährungswissenschaft (Trophologie). Im Kästchen neben dem Interessenbereich ist die konkrete Bedeutung angegeben. Ein + steht für sehr wichtig, ein – für eine geringere Bedeutung. Den Durchschnitt – das Mittelmaß kennzeichnen wir mit dem –Zeichen. ▬ Manche Themen sind hier in der allgemeinen, organischen Chemie so knapp dargestellt, dass sie für die Einzelwissenschaft völlig unzureichend sind. In solchen Fällen ist das Gebietssymbol dann durchgestrichen und die Bedeutungsmaße fehlen. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx -7- (c,p) 2009-2013 lsp: dre Hier muss man sich in der speziellen Literatur der jeweiligen Wissenschaft genauer informieren. In speziellen Skripten zur Biologie und Ernährungslehre werden solche Sachverhalte dann ausführlich dargestellt. Natürlich darf ein interessierter Leser die Kapitel auch durcharbeiten. Aber man sollte nicht dem Irrglauben aufsitzen, der knappe / oberflächliche Inhalt würde dann auch für alle Fachfragen und Fachprobleme schon ausreichen. auf eigentlich wichtige Sachverhalte, wie z.B. detaillierte Reaktionsmechanismen, wird hier teilweise verzichtet, weil für den direkten Umgang in der Biologie oder Ernährungslehre solche Kenntnisse meist nicht gebraucht werden (ev. Hinweise auf weiterführende Literatur oder Verweise, Stichwort z.B. für Lexika, Internet etc.) So werden echte "Chemiker" sicher auch die Darstellung der verschiedenen Stoffe vermissen. Für die Herausbildung von verwertbaren Kenntnissen für die Ernährungslehre und die Biologie spielen solche Vorgänge und Stoff-Kenntnisse eine untergeordnete Rolle. Der aufmerksame Leser wird viele Darstellung in Ausgangsstoffklassen finden. Dort sind dann auch immer Links auf die dargestellte Stoffklasse angezeigt, obwohl dies didaktisch eigentlich nicht immer sinnvoll ist. Aber dieses Skript will ja auch kein gewöhnliches Chemie-Büchlein sein. wo allgemeine Grundkenntnisse aus anderen Wissenschaften gebraucht werden, die von grundlegender Bedeutung für das Verständnis eines Sachverhaltes sind, dann werden diese meist als Exkurs näher erläutert. Die Sachverhalte sollen nicht nur einfach aufgezählt und gepredigt, sondern auch verstanden werden. Die Auswahl erfolgt nach meinen LehrErfahrungen. Besonderer Wert wird auch auf solche Sachverhalte gelegt, die in der populären Literatur zu oberflächlich oder vielleicht auch falsch dargestellt werden. Das Skript soll es auch ermöglichen ergänzende Aufgaben und Übungen zu ermöglichen, oder auch mal einen – über das Maß hinausgehenden – Schüler-Vortrag od.ä. vorzubereiten. Fachbegriffe und vor allem viele chemische Stoff-Namen sind echte Zungenbrecher. Wenn man bei ihnen nicht weiss, wie sie in Silben zerlegt und wo betont werden muss, dann können sie zu echten Kommunikations-Hindernissen werden. Wir wollen hier eine neue Formatierung versuchen, um wenigstens ein wenig Abhilfe zu schaffen. Die Silben bzw. Wortstämme einzelner Fachwörter werden mit unterschiedlichen Farbtönen hinterlegt. Die besonders zu betonenden Silben – zumeist die vorletzte – werden nochmals extra eingefärbt. Colorierung 5,7-Dichlorhexadecansäure Aus Layout- und Aufwands-Gründen wird aber nicht jedes Fachwort und auch nicht jede Wiederholung so gestaltet. Vielmehr sollen neu eingeführte Wörter so charakterisiert werden und solche Begriffe, die lange nicht aufgetaucht sind oder nur selten benutzt werden. An Erfahrungen und Verbesserungs-Vorschlägen hinsichtlich dieser Formatierung bin ich immer interessiert. Da ich erst in den neuen Texten ab der Version von 2012 mit dieser Formatierung anfange, werden ältere Text-Teile diese Formatierung erst nach ihrer Überarbeitung erhalten. Ich verstehe die Formatierung auch als Hilfsmittel und nicht als obligatorisches Mittel! Sollten wichtige Stoffe oder Stoffgruppen mit allgemeinem Interesse fehlen, dann ist ein Hinweis an die / den Autor(en) gewünscht. Spezialwissen gehört aber in spezielle Literatur. Deren Autoren sind weitaus kompetenter. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx -8- (c,p) 2009-2013 lsp: dre Definition(en): Chemie Chemie ist die Wissenschaft, die sich mit den Stoffen, ihren Eigenschaften und Umwandlungen in andere Stoffe (chemischen Reaktionen) beschäftigt. (nach: PAULING) Chemie ist die Physik der Elektronen-Hülle. Beispiele für chemische Vorgänge in unserem Umfeld: Verbrennung von Holz Backen von Brot Laden und Entladen eines Akkus (Akkumulators) Rosten von Eisen Wärme-Bildung in unserem Körper Lösen von Zucker in Wasser Herstellung von Stahl Verkleben von zwei Teilen Herstellung von (Kunst-)Fasern für (Textil-)Stoffe und Kleidungsstücke Verchromen eines Schmuck-Stückes Leucht-Elemente moderner Flachbildschirme Färben von Textilien / Materialien (Farbe / Lacke) Oberflächen-Veredlung (Nano-Technologien) Plaste und Elaste Umwandlung von Nahrung in Energie und Körper-eigene Stoffe Entfernen von Flecken (z.B. aus Textilien) Desinfektion von Materialien, Medikamenten, Nahrungsmitteln, Verpackungen, … BK_SekII_allgChem_BioEL.docx -9- (c,p) 2009-2013 lsp: dre 0.2. Teilgebiete der Chemie ES gibt eine Vielzahl von Teilgebieten, die sich aber z.T. nur schlecht voneinander abgrenzen lassen oder sich aus verschiedenen Herangehensweisen auch thematisch überlappen. Es gibt auch vielfältige Berührungs-Bereiche zu anderen Naturwissenschaften. Die Einteilung in die Teilgebiete erfolgt nicht dogmatisch. Man ist eher an einer breiten Verknüpfung des Wissens interessiert. Dafür spricht auch ein fortgeschrittenes Vorschriften-System zu Standardisierungen, Schreibweisen und Notierungen, die fast durchgehend international gelten (z.B. IUPAC-Regeln). Teilgebiet / Teilbereiche allgemeine Chemie wichtige Inhalte / Forschungsthemen anorganische Chemie Säuren, Basen Salze, … Schwefel-Verbindungen, Stickstoff-Verbindungen, … Halogene, Chalkogene, Alkali-Verbindungen, Verbindungen, … Bau und Eigenschaften der Stoffe, Verbindungen, Bindungen, chemische Reaktionen, Reaktions-Typen Erdalkali- organische Chemie Kohlenwasserstoffe, Aromaten Sauerstoff-, Schwefel- und Stickstoff-Derivate, Kohlenhydrate, Fette, Eiweiße, Farbstoffe, Plaste und Elaste, Makromoleküle, Kunstfasern, … (alle Cohlenstoff-Verbindungen, außer Oxide, Carbonate und Carbide) technische Chemie Herstellung von Industrie-Chemikalien, Produktions-Verfahren und –Technologien, Erdöl-Verarbeitung BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 10 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Teilgebiet / Teilbereiche wichtige Inhalte / Forschungsthemen Biochemie chemische Vorgänge in Zellen und Lebewesen chemische Vorgänge mit Enzymen usw. Elektrochemie Elektrolysen, Galvanisierung, … Batterien, Akkumulatoren, Brennstoff-Zellen Korrosions-Schutz Katalysatorchemie energetisch günstigere, effektivere und schnellere Produktion von Chemie-Produkten, Vermeidung von Zersetzungen oder Verderb Photochemie Herstellung von Foto- und RÖNTGEN-Filmen, Foto-Papiere, FotoKatalysatoren, Farbstoffe Kernchemie Herstellung von radioaktiven Isotopen und Verbindungen, "nichtchemische" Stoff-Umwandlungen Thermodynamik chemische Reaktion und Energie (Energie-Aufnahme od. – Abgabe), Energie-Umwandlungen Möglichkeit und Unmöglichkeit von chemischen Reaktionen Grenzen der nutzbaren Energien Ordnung und Unordnung, Wahrscheinlichkeiten, Information Reaktionskinetik Geschwindigkeit und Ablauf (Elementar-Reaktionen) von chemischen Reaktionen Komplex-Chemie Ionen-Austauscher, Farbstoffe BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 11 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 0.3. Wozu braucht man heute Chemie? praktisch sind alle Bereiche des menschlichen Handelns von Chemie durchzogen die meisten sind ohne Chemie nicht denkbar oder nur in elementaren Stufen (Niveau Urzeit bis Antike (manches auch bis spätes Mittelalter)) durchführbar die Chemie besitzt an sich ein schlechtes Image, jeder verbindet die Chemie-Unfälle oder viele Katastrophen damit, aber nicht die Artikel, die jeder jeden Tag – auch sehr gerne – nutzt, man denke an Kosmetika, Reinigungsmittel, Chemiefasern / Textilien, VerbundWerkstoffe deshalb hält die Chemie sich eher zurück, wenn es um die Darstellung ihres Wirkens auf unsere heutige Lebenswelt geht Wissenschaften und Bereiche genutzte chemische Kenntnisse, … mit großen Chemie-Einflüssen Chemie wird gebraucht für … Energie-Wirtschaft Herstellung von Briketts, Benzin und Diesel, … (Bio-)Ethanol, … Kraftwerke, Solar-Zellen, … Akkumulatoren, Batterien, Brennstoffzellen, … Produktion / Herstellung / Ge- Lösungsmittel, Reinigungsmittel, … winnung Klebemittel, Klebstoffe, … Lacke und Farben, … Gleit- und Haft-Mittel, … Biochemie Wirkmechanismen von Stoffen, Entgiftung von Stoffen im Körper, Enzyme, Biotechnologien Was ist Leben? Pharmazie Wirkung von Stoffen Toxikologie Giftigkeit einzelner und kombinierter (!!!) Stoffe (Toxine), Umweltgiftigkeit, Entgiftung, … Ernährungslehre Nährstoffe, Zusatzstoffe, Kontaminierungen, Umweltgifte, Nahrungs-Ergänzungsstoffe, Aromen, Geschmacksstoffe, Duftstoffe, … Umweltschutz Abgas-Reinigung, Brandschutz Medizin Medikamente (Herstellung) Implantate und Transplantate Kommunikations-Technik Flüssig-Kristalle, Silizium-Einkristalle für die ChipProduktion, Herstellung von Chips für elektronische Geräte usw. usf. Batterien, Akkumulatoren, Brennstoff-Zellen, … BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 12 - Giftstoff-Entsorgung, Bindemittel, (c,p) 2009-2013 lsp: dre Wissenschaften und Bereiche genutzte chemische Kenntnisse, … mit großen Chemie-Einflüssen Chemie wird gebraucht für … Handel Verpackungen, Einkaufs-Tüten Transport-Behälter, Lager- und Präsentations-Systeme, Werbung, … Haushalt Reinigungs-Mittel, Haushalts-Chemikalien, FleckEntferner, … Möbel, Tapeten, Wand- und Fußboden-Textilien, Gardinen, … Geschirr, Gläser, Lager-Behälter, … Spielzeug, … Kosmetik Gesunds-Artikel Waschmittel, Cremes, Lotionen, Gele, … Duftstoffe, Aromen, … Färbemittel, Bleichmittel, … Metallurgie Werkstofftechnik Legierungen, Veredlungen, Korrosions-Schutz, … Kunststoffe, Verbund-Werkstoffe, … Farben und Lacke Wie man schon aus den vielfältigen Anwendungen in der obigen Tabelle erkennen kann, findet man kaum einen Lebensbereich von uns Menschen, in dem Chemie keine Rolle spielt Aufgabe: Finden Sie einen Bereich, in dem Chemie keine Rolle spielt! Diskutieren Sie Ihren Vorschlag mit anderen Kursteilnehmern! BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 13 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Experiment für Zuhause Dieser Versuch kann mit Haushaltsmitteln und auch zuhause durchgeführt werden! Trotzdem bitte unbedingt die allgemeinen Regeln und Vorsichtsmaßnahmen beim Experimentieren beachten! Labor-Experiment Grundlagen / Prinzipien: Materialien / Geräte: Hinweise: Vorbereitung: Durchführung / Ablauf: - Zusatzuntersuchung: Experiment mit Lebensmittel Versuch möglichst in einer Küche, einem Küchenlabor od.ä. durchführen!!! Bei diesen Experimenten darf im Normalfall auch probiert werden, was ja eigentlich in der Chemie nicht erlaubt ist. Es sollten – um Verwechselungen auszuschließen – grundsätzlich Haushalts-Geräte und –Gefäße (Gläser, Teller, Tassen usw. usf.) benutzt werden. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 14 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 1. Stoffe - makroskopisch Einführungs-Experiment Durchführung / Ablauf: Untersuchen Sie die Zusammensetzung Brause-Pulver (Stoffgemisch! s.a. Packungs-Angaben) durch verschiedene Trennungsmethoden! Neben den vorgegebenen dürfen Sie auch eigene Verfahren anwenden! Ziel ist es, die Komponenten einzeln vorliegen zu haben bzw. identifizieren zu können! Notieren Sie vor, während und nach dem jeweiligen Versuch alle ihre Beobachtungen! (Vor der Verwendung Packung gut durchschütteln!) a) Rütteln (leicht eiern) auf einem großen Teller (ersatzweise: PETRISchale) und prüfen der Fraktionen unter dem Mikroskop und mit der Finger-Anleck- und Schmeck-Methode! b) Zugabe in ein Glas mit stehendem Wasser! Nicht rühren, später dann mit dem Glas-Stab ganz vorsichtig und nur wenig rühren! Dekantieren Sie nach der Beendigung der Blasenbildung und untersuchen Sie den Überstand und den Bodensatz getrennt auf Geschmack und ev. andere Eigenschaften! nach: Q: WAGNER, Uni Bayreuth, Chemie-Didaktik Besonders dieser Teil des Skriptes ( 1. Stoffe - makroskopisch) dient vorrangig zur Reaktivierung bekannten Wissens. Auf weiterführende Erklärungen wird hier weitgehend verzichtet. Wir wollen hier vor allem die eventuell verlorengegangenen Begriffe und Schreibweise wiederholen, standardisieren und auf den neuesten (?) Stand bringen. Zugleich werden damit auch die Schreibungen in diesem Skript vorgestellt. Trotzdem gehen wir bei vielen Besprechungen auch auf die Grundlagen und die grundlegenden Sachverhalte ein. Hierbei soll vor allem das Grund-Verständnis für biologische und trophologische Inhalte gelegt werden. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 15 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 1.1. Stoffe und ihre Klassifikation Stoff Definition(en): Stoff Ein Stoff (auch: Substanz) ist ein Teil der Materie, der sich durch bestimmte charakteristische (Stoff-)Eigenschaften auszeichnet. Stoffe können rein – also nur aus einer Art bestehen ( Reinstoff) – oder aus mindestens zwei verschiedenen gemischt sein ( Gemische, Gemenge) In gesetzlichen Regelwerken wird der Begriff Stoff nur für Reinstoffe ( s.a. dessen Def.) verwendet! Mittel, wie z.B. Lösungs-Mittel, Dünge-Mittel, Putz-Mittel usw. usf. sind Gruppen von Stoffen mit einem definierten Verwendungszweck. Diese beruhen i.A. auf einzelne ganz bestimmte charakteristische Eigenschaften. AggregatZustand Farbe Eisen fest dunkelgrau schwach glänzend 1540 °C SchmelzTemperatur Siede2860 °C Temperatur Löslichkeit in nein Wasser elektrische Leit- gut leitend fähigkeit Brennbarkeit ja Kochsalz fest kristallin farblos (weiß) Wasser flüssig Luft gasförmig farblos, klar farblos, unsichtbar 800 °C 0 °C -- 1465 °C 100 °C -170 °C ja, sehr gut entfällt (ja) nicht leitend sehr schwach nicht leitend leitend nein nein nein sehr gering Zur besseren Übersichtlichkeit und einer wissenschaftlichen Handhabbarkeit werden Stoffe in Stoffklassen eingeteilt. Diese betonen ein oder mehrere Eigenschaften. Stoffklassen können sich überschneiden, je nachdem, welche Eigenschaften oder Kriterien zur Klassifizierung verwendet werden. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 16 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Aufgaben: 1. Wählen Sie 4 weitere Stoffe und erstellen sie eine ähnliche Tabelle, wie oben! Tragen Sie die Eigenschaften der gewählten Stoffe ein! 2. Prüfen Sie ob in Ihren Tabellen bzw. auch in den Tabellen der Kursteilnehmer Stoffe mit identischen Eigenschaften vorkommen! 3. Suchen Sie nach Möglichkeiten / Eigenschaften die scheinbar gleichen Stoffe zu unterscheiden! In der chemischen Praxis spielen die Begriffe Chemikalie und Gefahrstoff eine Rolle. Chemikalien sind einfach durch irgendwelche Regelwerke (z.B. Gesetze, DIN-Normen, Deutsche Arzneibücher usw.) standardisierte Stoffe. Besonders gefährliche Stoffe werden den Gefahrstoffen zugeordnet. Sie stellen zumeist Bedrohungen für die Gesundheit oder das Leben dar. Mit ihnen muss sehr sorgsam umgegangen werden. Spielereien oder Scherze sind mit ihnen in keinem Fall angebracht! Definition(en): Chemikalien Chemikalien sind (chemische) Stoffe, die in definierter / standardisierter Form in Laboren, im Haushalt oder in der Industrie verwendet werden. Definition(en): Gefahrstoff Gefahrstoffe sind Stoffe von denen eine Bedrohung für Menschen oder andere Lebewesen ausgehen. Sie sind durch definierte Symbole auf ihren Lager- und Transport-Behältern gekennzeichnet. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 17 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Probe Eine Probe ist eine kleine – ev. quantitativ bestimmte (abgemessene) – Menge eines Stoffes. Sie dient häufig als Material für Experimente. In der Chemie – aber auch in anderen Wissenschaften und der Alltagswelt – wird der Begriff Probe auch für eine Untersuchung(s-Vorschrift) benutzt. Wir kennen sie alle, die Geschmacks- oder Geruchs- Probe, die MOHRsche Probe (auf die Härte eines Stoffes), die FEHLINGsche Probe (auf den Gehalt an bestimmten Zuckern), usw. usf. besser den Begriff Stoff-Probe verwenden Definition(en): (Stoff-)Probe Eine Stoff-Probe ist eine abgegrenzte (abgemessene) Menge eines Stoffes. Reinstoff Reinstoffe sind Stoffe, die sich durch physikalische Verfahren nicht weiter in speziellere Stoffe zerlegen lassen. Nicht immer werden dabei alle Möglichkeiten ausgeschöpft. Häufig bleibt man auf dem Niveau von chemischen Trenn- oder Zerlegungs-Methoden hängen. Reinstoffe haben unter definierten Bedingungen (Luftdruck, Temperatur) immer die gleichen, charakteristischen Eigenschaften (z.B. Schmelz-Temperatur, Mischbarkeit mit Wasser, …). Diese Eigenschaften sind auch für jede – noch so kleine Stoff-Probe – identisch. Eine Ausnahme bilden die Eigenschaften, die direkt von der Proben-Größe (Stoff-Menge) abhängig sind (z.B. Masse, Volumen, (quantitative) Löslichkeit in Wasser, …). Anhand der charakteristischen Eigenschaften lassen sich aus Stoff-Gemischen die einzelnen Reinstoffe abtrennen. Dies nennt man auch entmischen. Zu den geeigneten Verfahren gehören z.B. das Dekantieren, Verdampfen, Filtern, Sieben, Zentrifugieren, (Heraus-)Lösen, Ausfällen usw. usf. Reinstoffe besitzen viele charakteristische Eigenschaften. Sehr häufig wird die Schmelzoder Siede-Temperatur benutzt. Bei Reinstoffen finden wir fast ausschließlich Schmelz- bzw. Siede-Punkte – also klar definierte Temperaturen – vor. Treten bei Stoff-Proben dagegen Schmelz- oder Siede-Bereiche auf, dann ist das ein ziemlich sicherer Hinweis auf ein Stoff-Gemisch ( Stoffgemisch / Gemenge / Mischung). Definition(en): Reinstoff Ein Reinstoff ist ein Stoff (Materie), die einheitlich zusammengesetzt ist. Reinstoffe bestehen aus Elementen oder einer Art von Verbindung. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 18 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Element Historisch gesehen ist ein Element ein chemisch nicht weiter zu teilender Stoff. Diese Art der Charakterisierung geht auf BOYLE zurück, der sie 1661 formulierte. Da wir im Augenblick die Stoffe nur makroskopisch betrachten, ist dies auch erst einmal unser einziger Zugang zum Element-Begriff. Zu den Zeiten der altgriechischen Philosophen kannte man nur vier Natur-Elemente: Feuer, Wasser, Erde und Luft. Später (?) kamen nach und nach immer feinere Differenzierungen dazu. Die alten Chinesen unterschieden z.B. Holz, Metall, Feuer, Erde und Wasser. Schon im alten Griechenland gab man jedem Element ein Zeichen. Mit der Kenntnis weiterer Stoffe erhöhte sich auch die Zahl der Symbole. Jede philosophische oder wissenschaftliche Schule benutzte zudem andere oder abgewandelte Symbole. altgriechische Zeichen für Die Japaner verwendeten ebenfalls die vier "westlichen" Elemente und fügten als fünftes Element noch die Leere / den Äther hinzu. 1..Feuer, 2..Erde, 3..Wasser und 4..Luft Seit DALTON (1766 – 1844) gehen wir davon aus, dass Stoffe aus einzelnen oder verschiedenen elementaren Stoffen bestehen. Er formulierte chinesische Schriftzeichen zu Anfang des 19. Jahrhunderts seine Atomfür Holz, Metall, Feuer, Erde und Wasser Hypothese, die aussagte, dass alle Stoffe aus Atomen (kleinsten unzerteilbaren Bausteinen) bestehen. Die Art eines Stoffes wird dabei von der Art der vorkommenden Atome bestimmte. (Diese Vermutung hatten schon die alten Griechen geäußert (LEUKIPP (5. Jhd. v.u.Z.)). Sie wurde später aber von der erstarkenden römischen Kirche entschieden bekämpft.). LEUKIPP unterschied Leere und Materie. Die Leere sei notwendig, da die Materie sonst keine Bewegungen ausführen könne. BERZELIUS (1779 – 1848) führte 1814 eine neue Art der chemischen Symbole ein. Jedes Element bekam eine Abkürzung von einem oder allchemistische Zeichen für zwei Buchstaben. Der erste wurde immer groß 1..Zinn, 2..Blei, 3..Gold, 4..Schwefel, geschrieben, ein ev. zweiter Buchstabe folgte 5..Quecksilber, 6..Silber und 7..Eisen dann klein notiert. Von BERZELIUS stammte auch die Vereinfachung, dass die Anzahl der Atome in einem Stoff durch einen Index hinter dem Symbol gekennzeichnet werden. Diese Symbolik ist heute international verbindlich. Als universelles Hilfsmittel zum Heraussuchen von Element-Symbolen kann heute das Periodensystem der Elemente ( 3.3. das Periodensystem der Elemente) dienen. Elemente werden z.B. in Metalle (z.B. Eisen, Blei Element-basierte Zeichen nach DALTON für 1..Wasserstoff, 2..Magnesium, Silber), Halb-Metalle (z.B. Silicium, Germanium, Bor) 3..Sauerstoff, 4..Schwefel, 5..Ammoniak und Nicht-Metalle (z.B. Schwefel, Sauerstoff, Helium) und 6..Cohlendioxid eingeteilt (s.a. Metall- und Nichtmetall-Charakter). Q (alle): de.wikipedia.org (MaEr + Roland 1952) 木 金 火 土 水 Früher nannte man die Nichtmetalle auch Metalloide. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 19 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Symbol oder Formel? Die chemischen Symbole sind die Kurzschreibweisen für die Atome von chemischen Elementen. Das Symbol steht noch für zwei weitere Informationen. Zum Einen kann ein Symbol einzelnes Atom, aber auch die Stoffmenge von einem Mol (1 mol) gemeint sein. Eine chemische Formel ist dadurch gekennzeichnet, dass sie neben den enthaltenen Elementen auch Angaben zu den Verhältnissen dieser Elemente untereinander enthält. 2 Anzahl (Atome) Eine Formel kann also im einfachsten Fall aus einem Element-Symbol und einer Zahl Formel bestehen. Dies kennen wir von den ElementFormeln, wie z.B. bei Wasserstoff (H2), Stickstoff (N2), Schwefel (S6) und Chlor (Cl2). Die Anzahl der Atome, die ein Molekül (eine stabile Gruppe von Atomen) bilden, wird als Index 2 1 direkt hinter dem Symbol gekennzeichnet. die Eins bei Sauerstoff wird Ein weiterer einfacher Fall ist die KombinatiFormel weggelassen on von zwei Elementen. Ein bekanntes Beispiel hierfür könnte Natriumchlorid (Kochsalz, NaCl) sein. Praktisch enthält es auch das Zahlen-Verhältnis der beiden Elemente zueinander – es ist 1 : 1. In chemischen Formeln Anzahl (Atome) 1 1 die Einsen bei Na und Cl werden weggelassen werden die Einsen nicht mitgeschrieben. Kommen Elemente in einem höheren VerFormel hältnis vor, dann werden die Zahlen als Index direkt hinter das Symbol notiert. Das vielleicht bekannteste Beispiel für eine Formel ist die für Wasser – das berühmte H-2-O. Mg O HO Na Cl Die ersten 20 Elemente (des Periodensystems der Elemente) gehören zum Grundwissen der Chemie. Das Kennen der Namen und Symbole dieser Elemente ist deshalb als obligatorisch anzusehen!!! interessante Links: www.code-knacker.de/alchemie.htm BK_SekII_allgChem_BioEL.docx diverse alchemistische Zeichen; alchemistisches Alphabet - 20 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre deutscher / internationaler Name Wasserstoff Hydrogen Sauerstoff Oxygen / Oxigen Cohlenstoff / Kohlenstoff / Carbon Stickstoff / Nitrogen Schwefel Silber Gold Cupfer / Kupfer Eisen Quecksilber Blei Zinn Bismut / Wismut Iod /Jod Stamm-Name Symbol Formel Hydrogenium H H2 Oxygenium O O2 Carboneum C Nitrogenium N N2 Sulfur Agentum Aurum Cuprum Ferrum Hydrargyrum Plumbum Stannum Bismut Iod S Ag Au Cu Fe Ag Pb Sn Bi I ( S8 ) Definition(en): Element (makroskopisch, historisch) Ein Element ist ein Reinstoff, wenn er sich chemisch nicht weiter zerlegen lässt. Stoffgemisch / Gemenge / Mischung Ein Stoff-Gemisch ist eine Kombination von zwei oder mehreren Rein-Stoffen, die sich durch physikalische Techniken voneinander trennen lassen. Üblicherweise lassen sich die Element-Verhältnisse / Einzelstoff-Mengen-Verhältnisse recht variabel kombinieren. Man spricht davon, dass die Mischbarkeit in weiteren oder engeren Grenzen möglich ist. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 21 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre (Haupt-) Bestandteil ≥ 50 % fest (Neben-) standteil ≤ 50 % Be- fest fest flüssig fest gasförmig flüssig fest flüssig flüssig flüssig gasförmig gasförmig fest gasförmig fest + flüssig gasförmig flüssig gasförmig gasförmig homogen heterogen (weder mit dem Auge oder unter dem Licht-Mikroskop sind die verschiedenen Bestandteile zu unterscheiden) (mit dem Auge oder unter dem Mikroskop sind die verschiedenen Bestandteile zu unterscheiden) Legierung Bronze, Amalgam Glas Na-Ca-Silikat Suspension Gemenge Schlamm Creme, feste Emulsion Butter Schwamm Schwamm, Bimsstein Lösung Kochsalz-Lösung Lösung Ethanol-Lösung Lösung Lösung ChlorwasserstoffSelter (MineralLösung (Salzsäure) wasser) Boden Emulsion Margarine, Milch Rauch Zigaretten-Rauch Schlagsahne, Ei-Schnee Schaum Seifen-Schaum Aerosol / Nebel Nebel Gas Luft, Abgase Auch spezielle Stoff-Eigenschaften sind selten wirklich gleichmäßig und konstant über die gesamte Mischung hinweg verteilt. Dies ergibt sich aus verschiedensten Mischfehlern. So könnte z.B. eine Lösung nicht vollständig erfolgt sein, oder bei Feststoff-Mischungen setzen sich z.B. die kleineren Teilchen eher unten ab. Bei den meisten Gemischen kann man nur Schmelz- und Siede-Bereiche finden statt den für Reinstoffen üblichen Schmelz- und Siede-Punkten. Das Kriterium für die Homogenität aller Eigenschaften eines Stoffgemisches ist schwer zu halten. Auch die Beispiel-Gruppen und Einzel-Beispiele sind nicht allgemeingültig. In Lebensmitteln sind oft verschieden große Bestandteile miteinander vermischt. Man unterscheidet bei ihnen: und grob-disperse fein-disperse molekular-disperse Systeme. Dispers bedeutet dabei, dass zwei oder mehr Stoffe fein ineinander verteilt sind, ohne dass sie sich wirklich ineinander lösen. Es handelt sich eher um mehr oder weniger feine Mischungen, deren Einzel-Komponenten als abgegrenzte Einheiten noch vorhanden sind. Diese abgrenzbaren Einheiten heißen Phasen. Sie werden genauso klassifiziert wie die Aggregatzustände. Bei Phasen können auch zwei Stoffe mit dem gleichen Aggregatzustand aufeinandertreffen ohne sich zumischen. Zwischen diesen beiden Stoffen gibt es eine sogenannte Phasen-Grenze, an der die Stoffe mehr oder weniger miteinander agieren. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 22 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Wenn z.B. Öl und Wasser zusammengegeben werden, dann bilden beide Flüssigkeiten zwei – ineinander unlösliche – Phasen. Die Grenzfläche zwischen Öl und Wasser ist eine Grenzfläche. 4-Phasen-Gemisch aus Metall (Nagel), Luft, Öl und Wasser Im nebenstehenden (mit dem Becherglas praktisch sogar 5-Phasen-System) System befinden sich viele Phasen mit den verschiedensten PhasenGrenzen. Durch kräftiges Vermischen können Öl und Wasser ineinander verteilt werden. Sie lösen sich aber nicht ineinander, sondern bilden eine Emulsion. Sehr gut ist das zu erkennen wenn man sich die Emulsion unterm Mikroskop anschaut. Die Emulsion ist ein heterogenes Gemisch, in dem beide Komponenten als eigenständige Phasen existieren. Nur die Phasen-Grenze ist auf die mikroskopische Ebene verschoben. Besonders gut lassen sich die Phasen erkennen, wenn man sie mit speziellen Farbstoffen anfärbt. Für die wässrige Phase bietet sich das polare Methylblau als Farbstoff an. Die ÖlPhase lässt sich sehr gut mit dem unpolaren Sudan-III anfärben. Bilder vom Experiment Bei grob-dispersen System finden wir Teilchen mit einer Größe über 1 µm (= 0,000.000.1 m = 0,000.1 mm) vor. Die Teilchen sind im Licht-Mikroskop sichtbar. Beim aufstreichen auf einen Objekt-Träger oder eine andere glatte Oberfläche entsteht ein Eindruck von gewisser Stumpfheit (raue Oberfläche, feines Schleifpapier). Die fein-dispersen Systeme hinterlassen eher einen schlickigen Eindruck (feines PolierMittel). Mit Teilchen-Größen zwischen 1 und 100 nm (= 0,000.000.000.1 m = 0,000.000.1 mm = 0,000.1 µm) ist eine optische Trennung im Mikroskop nicht mehr möglich. Die Körnchen sind maximal noch als kleine Pünktchen zu identifizieren. Die Trennung solcher Gemische ist z.B. durch Absetzen (Sedimentation) oder Zentrifugieren möglich. Einzelne Moleküle oder kleine Kristall-Strukturen sind in den molekular-dispersen Systemen die größten Bestandteile. Die Teilchen sind unter 1 nm groß. Eine Trennung durch Schwerkräfte ( Zentrifugieren oder Sedimentieren) ist nicht mehr möglich. Zusätzlich werden die Systeme auch nach ihren Verformungs- und Fließ-Eigenschaften (rheologischen Merkmalen) unterteilt. Die einzelnen Begriffs-Welten gehen dabei häufig ineinander über. Nicht immer ist eine absolute Zuordnung und Klassifizierung möglich. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 23 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre makro-rheologische Eigenschaften: viskos (zähflüssig) elastisch (Gummi-artig) plastisch (erstarte Flüssigkeit, Glas-Zustand) mikro-rheologische Unterscheidung in: reine Flüssigkeit reine Schmelze Lösung kolloidale Suspension disperse Systeme Definition(en): Gemenge / Gemisch Ein Gemenge oder Gemisch besteht aus mindestens zwei verschiedenen Reinstoffen. Die Mischung der beiden Reinstoffe ist dabei in verschiedenen (gleitenden) Verhältnissen möglich. Gemische / Gemenge sind Stoffe, die sich durch physikalische Methoden in mindestens zwei verschiedene Reinstoffe auftrennen lassen. Verbindungen sind (Rein-)Stoffe deren Baueinheiten aus mindestens zwei Atomen aufgebaut sind. Die Atome sind relativ fest miteinander verknüpft. Häufig sind mehrere Elemente in einer Verbindung kombiniert. Man könnte Verbindungen auch als Stoffe definieren, bei denen zwischen den Atomen (in einer typischer Form) eine oder mehrere Bindungen existieren. Manchmal auch als (Rein-)Stoffe charakterisiert, die aus mehreren Elementen bestehen und sich durch bestimmte (reproduzierbare) Eigenschaften unterscheiden lassen. Sie haben immer das gleiche Element-Verhältnis (im Gegensatz zu Gemischen, deren Element-Verhältnis variabler ist). man unterscheidet: molekulare Verbindungen (z.B. Wasser, Butan, Cohlendioxid, Zucker, Fette, Eiweiße, DNS) ionische Verbindungen ( Salze) metallische Verbindungen ( Legierungen) Komplex-Verbindungen, koordinative Verbindungen, (selten: komplexe Verbindungen) Die Art der Bindung zwischen den Atomen und den Stoff-Teilchen bestimmt ganz wesentlich die Eigenschaften des Stoffes. Wenn z.B. keine geladenen Teilchen vorhanden sind, die auch noch beweglich sein müssen, dann kann der betreffende Stoff kaum den elektrischen Strom leiten. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 24 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Verbindungen erhalten in der Chemie zur Kurzschreibung sogenannte Formeln. Diese beinhalten mehrere direkte und indirekte Informationen: 1. sie zeigen die Elemente an, die in der Verbindung enthalWasser (Molekül) 2 ten sind HO 2. sie zeigen die Zahlenverhältnisse an, in denen die Elemente in der Verbindung enthalten sind (steht keine Zahl als Index am Element, dann bedeutet dies eine "1") NaCl Natriumchlorid / Kochsalz (BauEinheit) C6H12O6 Glucose / (Haushalts-)Zucker (Molekül) 3. die Formeln stehen für ein Molekül oder eine Bau-Einheit (z.B. bei Salzen) 4. die Formel steht für die Stoffmenge von 1 mol Teilchen (Moleküle oder Bau-Einheiten) Synthese Element + Element Verbindung Analyse Verbindung Element + Element Synthese Element + Element Verbindung Analyse Definition(en): Verbindung Eine Verbindung ist ein Reinstoff, der aus mindestens zwei (miteinander verbundenen) Elementen besteht. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 25 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Stoff-Klassen gekennzeichnet durch z.B. ähnlichen / charakteristischen / gleichen Bau Stoff-Klasse Bau-Merkmale charakteristische Merkmale Beispiele metallische Stoffe Metalle bestehen aus AtomRümpfen (MetallKationen) und frei beweglichen Elektronen (ElektronenWolke), MetallKristall Metall-Bindung bestehen aus Atomen häufig molekularer Bau, Molekül-Kristall Atom-Bindung bestehen aus Ionen Ionen-Kristall Ionen-Bindung (Ionen-Beziehung ) gute elektrische Leitfähigkeit (Leiter 1. Klasse) fest (Ausnahme: Hg), (metallisch) glänzende Oberfläche, duktil (plastisch verformbar), nicht in Wasser löslich (Ausnahmen: Alkali-Metalle), mittelhohe bis sehr hohe Schmelz- und Siedepunkte keine oder geringe elektrische Leitfähigkeit (Nichtleiter), geringe bis sehr geringe Schmelzund SiedeTemperaturen, vielfach gasförmig oder flüssig fest, nicht elektrisch leitfähig, die Schmelzen sind elektrisch leitfähig, kristallin, meist farblos und / oder durchscheinend bis durchsichtig spröde, hohe bis sehr hohe Schmelzpunkte in Wasser löslich alle C-Verbindungen mit Ausnahme der Oxide, Carbonate, Hydrogencarbonate und Carbide Eisen, Natrium, Aluminium, Gold, Kupfer, Silber, Zink, Blei saurer Geschmack, pH kleiner als 7, ätzend, bilden mit Basen Salze Schwefelsäure, Salzsäure (Chlorwasserstoffsäure), Essig (Essigsäure), Cohlensäure, Zitronensäure Natronlauge (Natriumhydroxid), Kalk-Wasser (Calciumhydroxid) , AmmoniakLösung (SalmiakGeist) nichtmetallische Stoffe Nichtmetalle (Metalloide) salzartige Stoffe Salze organische Stoffe Säuren Basen sind aus Cohlenstoff und Wasserstoff aufgebaut, Derivate enthalten auch oder ersatzweise Sauerstoff, Stickstoff, Schwefel, … besitzen in Wasser abspaltbare Protonen / WasserstoffIonen besitzen in abspaltbare xid-Ionen; können in Protonen / stoff-Ionen men Wasser Hydro- seifiger Geschmack und FingerEindruck, ätzend, pH-Wert größer als 7 Wasser Wasseraufneh- Wasserstoff, Schwefel, Sauerstoff, Chlor, Phosphor, Brom, Stickstoff Kochsalz (Natriumchlorid), Cupfer(II)-sulfat, Soda (Natriumcarbonat), QuarzSand (Siliciumdioxid) Ethanol, Benzen, Essigsäure, Haushaltszucker (Saccharose), PVC, Teflon Manche Stoff-Klassen stellen Restmengen zu bestimmten anderen definierten Klassen dar. Die Nichtmetalle (früher Metalloide) sind schon so eine Klasse. Noch deutlicher wird dies bei den anorganischen Stoffen. Während die organischen Stoffe noch relativ sauber definiert sind, kann man den anorganischen Stoffen nur alle restlichen Stoffe zuordnen. Ein gemeinsames Prinzip fehlt hier. oder durch gleiche / charakteristische / ähnliche / typische Eigenschaften manchmal wird auch die Bildung / Entstehung zum Klassifizierungs-Kriterium erhoben es gibt antipode Gruppen, wie z.B. (elektrische) Leiter und Nicht-Leiter, häufig aber mehrere innere Klassen oder Übergangsgruppen BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 26 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre weitere Beispiele: flüchtige und nicht-flüchtige Stoffe (auch semiquantitative Klassifizierung möglich: sehr leicht, leicht, schwer, sehr schwer flüchtig) Stoff-Klasse charakteristische Merkmale flüchtige Stoffe niedrige Schmelz- und Siedepunkte (meist schon unter 20 °C) nicht oder nur schwer schmelzbar, Siedepunkte werden oft gar nicht erreicht, da sie sich vorher zersetzen nicht-flüchtige Stoffe Fest-Stoffe Schmelzpunkt oberhalb von 20 / 25 °C Flüssigkeiten Schmelzpunkt unterhalb von 20 / 25 °C Siedepunkt oberhalb von 20 / 25 °C Siedepunkt unterhalb von 20 / 25 °C Gase elektrische Leiter elektrische Halbleiter elektrische NichtLeiter kristalline Stoffe amorphe Stoffe elektrisch leitfähig Leitfähigkeit sinkt mit Temperatur schwach elektrisch leitfähig Leitfähigkeit steigt mit Temperatur nicht elektrisch leitfähig (Temperatur-unabhängig) begrenzt von ebenen Flächen, regelmäßig (streng geordnet) und gesetzmäßig aufgebaut, haben Fern-Ordnung (Einflüsse auch auf entfernte Teilchen möglich), Gitter-Struktur Teilchen sind regellos verteilt (es fehlt kristalline Struktur), nur Nah-Ordnung (beeinflussen nur ihre unmittelbaren Nachbarn) (!!! viele als amorph bezeichnete Stoffe sind in Wirklichkeit nur fein-kristallin (z.B. gemahlen usw.) Beispiele Eisen, Kochsalz, Haushaltszucker, Kalkstein (Calciumcarbonat) Wasser, Brom, Quecksilber Sauerstoff, Stickstoff, Wasserstoff, Helium Eisen, Aluminium, Gold, Cupfer Silicium, Selen, Germanium Schwefel, Sauerstoff, Wasser Glas, Gummi, Thermoplaste Schwefel, Phosphor weiteres Klassifizierungs-Prinzip ist die Verwendung Stoff-Klasse charakteristische Merkmale Beispiele Farbstoffe absorbieren, emmitieren oder reflektieren bestimmte LichtAnteile, haften an Oberflächen oder gehen gut in Lösung (es können auch andere Lösungsmittel außer Wasser gemeint sein) reagieren charakteristisch mit anderen Stoffengruppen / Stoffen (meist unter Veränderung ihrer Farbe od. einer anderen gut beobachtbaren Eigenschaft) Methylblau, Sudan-III, AlizarinBlau, Fuchsin, Indigo, Lackmus Unitest(-FarbstoffMischung), Indikatoren Lösungsmittel BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 27 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre ein und derselbe Stoff kann in einer Vielzahl von Stoff-Klassen vertreten sein Beispiel: Kochsalz Stoff-Klasse Merkmale / Eigenschaften (NaCl) KlassenMerkmale Begründung Salz-artige Stoffe Salze ist aus Natrium- und Chlorid-Ionen aufgebaut, zwischen diesen besteht Ionen-Beziehung, kristalliner Bau gut löslich in Wasser und anderen polaren Lösungsmitteln, spöde, hohe Schmelz- (801 °C) und Siede-Punkte (1465 °C), Schmelze leitet den Strom bei Zimmer-Temperatur fest ( Schmelz- (801 °C) und Siede-Punkt (1465 °C) deutlich über 25 °C) siehe vorne die Merkmale von NaCl stimmen mit den charakteristischen Merkmalen der Klasse überein siehe vorne ist aus Natrium- und Chlorid-Ionen aufgebaut besteht nicht aus Cohlenstoff und Wasserstoff oder leitet sich aus einer solchen Struktur ab nicht organischer Stoff (s. dazu vorne) die Merkmale von NaCl stimmen mit den charakteristischen Merkmalen der Klasse überein passt nicht zu den organischen Stoffen und gehört damit zu den anorganischen Feststoffe anorganische Stoffe Lebensmittel Kristall-Arten regelmäßige Struktur Gegensatz sind amorphe Körper mit unregelmäßigem Aufbau Definition(en): Kristall 6 Kristall-Klassen 32 Kristall-Systeme Aufgaben: 1. Sind die folgenden Stoffe Reinstoffe, Elemente, Verbindungen oder Gemenge? Begründen Sie Ihre Meinung ausführlich! Meerwasser, Bier, Eisen, Zucker, Stahl-Beton, See-Sand, Erfrischungs-Getränk (z.B. Cola), Quecksilber, Stahl, BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 28 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Überblick: Kristall-Arten Merkmal / Kriterium Bau Skizze Atom-Kristall Molekül-Kristall Metall-Kristall Bauteile Atome Moleküle (oben: unpolar unten: polar) Metall-Kationen (Atom- Ionen (Kationen und AnioRümpfe) und frei-bewegliche nen) Elektronen BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 29 - (c,p) 2009-2013 lern-soft-projekt: drews Ionen-Kristall Übersicht über die Einteilung / Klassifizierung von Stoffe (einfache Version) BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 30 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 2. grundlegende physikalische Sachverhalte Teilchen Wenn wir in der Chemie von Teilchen sprechen, dann sind vorrangig Objekte atomarer Größe gemeint. Wir unterscheiden monoatomare und polyatomare Teilchen. Die monoatomaren Teilchen sind die Atome ( 3. Atombau und das Periodensystem der Elemente) selbst oder ihren geladenen Äquivalente – die (atomaren oder monoatomaren) Ionen. Polyatomare Teilchen bestehen aus mehreren Atomen. Sie werden zumeist als Moleküle bezeichnet. Auch Moleküle können geladen sein. Große und sehr große Moleküle – die dann Makro-Moleküle genannt werden – werden nicht mehr zu den Teilchen gezählt. Molekulare Teilchen werden i.A. als relativ bewegliche Objekte angesehen. Damit unterscheiden sie sich von Kristallen usw., in denen verschiedenste Teilchen relativ starr aneinander haften und sich nur geringfügig bewegen (können). In Kristallen bewegen sich die Teilchen vorrangig an und auf ihren Gitter-Punkten. Eine Ausnahme stellen die freibeweglichen Elektronen (Elektronen-Gas) in Metall-Kristallen dar. Genaugenommen sind Elektronen Elementar-Teilchen. Die Elektronen – als Bauteile der Atome – könnten quasi als die kleinsten Teilchen auf der atomaren Größen-Ebene betrachtet werden. Interessant sind die Elementar-Teilchen aber auch chemisch. Bei Reaktionen können z.B. Protonen (Wasserstoff-Ionen) oder Elektronen zwischen Stoffen ausgetauscht werden. Protonen stellen – genauso wie die Elektronen – hinsichtlich der Größe die untere Grenze der Teilchen (in der Chemie) dar. Protonen sind aber im Vergleich zu den Elektronen rund 1000x größer. In die Welt der noch kleineren Materie-Bausteine – z.B. die der Quarks – dringen wir in der Chemie nicht ein. Sie sind die Domäne der Physik. In chemischen Vorgängen spielen sie überhaupt keine Rolle. Vielfach werden die Teilchen relativ idealisiert betrachtet. So werden einatomige Teilchen als Kugel-förmige Objekte mit oder ohne Ladung betrachtet. Sie haben über Kräfte Beziehungen zu anderen Teilchen oder größeren Objekten (z.B. Kristallen, Feststoffen, …). Die idealisierten Teilchen besitzen als Ganzes eine Masse, eine Ausdehnung (Volumen), eine Ladung usw. usf., je nach dem, was man für die konkreten Betrachtungen benötigt. Teilchen als mehr oder weniger abgeschlossene Objekte sind also typische Modelle. In der Chemie gehören sie zu den wichtigsten Modell-Vorstellungen. Definition(en): Teilchen Teilchen sind Objekte atomarer Größe. Man unterscheidet Elementar-Teilchen, Atome, Ionen und Moleküle. Kräfte Eine Kraft ist eine gerichtete Einwirkung auf einen Körper (Teilchen, Stoffe, Gegenstände), die eine Wirkung erzielt. So können Körper z.B. bewegt oder verformt werden. Durch die Einwirkung der Kräfte wird (physikalische) Arbeit verrichtet oder der Energie-Gehalt des Körper bzw. seiner Umgebung geändert. Heute unterscheiden die Physiker vier elementare Natur-Kräfte – auch Wechselwirkungen genannt. Neben der elektromagnetischen Kraft gehören auch die starke Kern-Kraft, die schwache Kern-Kraft und die Gravitations-Kraft dazu. In der Chemie interessieren uns vor allem die elektromagentischen Kräfte. Hierzu gehören z.B. die elektrostatischen Kräfte. Sie beruhen auf Ladungen und Ladungs-Verschiebungen. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 31 - (c,p) 2009-2013 lern-soft-projekt: drews Die elektrostatischen Kräfte werden wir in Form der polaren Kräfte und der VAN-DERWAALS-Kräfte – aber auch in chemischen Bindungen – sehr häufig wiederfinden. Definition(en): Kraft Eine Kraft ist die Ursache für eine Wirkung an einem Objekt. Es gibt sehr viele verschiedene Arten von Kräften (z.B. elektromagnetische Kräfte, VANDER-WAALS-Kräfte, mechanische Kräfte, Gravitation, schwache und starke Kern-Kräfte, ). Kräfte gehen – physikalisch gesehen – von einem Punkt aus und haben eine Richtung (Vektor). Deshalb benutzt man zumeist auch einen Pfeil zur Darstellungen einer Kraft. Die Gerade auf der der Kraft liegt, ist die Wirkungs-Linie. Die Größe der Kraft wird standardmäßig über die Pfeil-Länge (den Betrag des Vektors) ausgedrückt. Seltener deutet man die Kraft-Stärke schematisch durch die Pfeil-Dicke an. Nach NEWTON steht jeder Kraft eine gleichgroße, aber genau entgegengesetzt gerichtete Gegen-Kraft entgegen. Haben verschiedene Kräfte einen gemeinsamen Ursprung, dann addieren sie sich. Bei zwei Kräften kann man die Summe graphisch durch die Parallel-Verschiebung relativ einfach ermitteln. Greifen noch mehr Kräfte an, dann ist die einfachste Lösung die fortlaufende HintereinanderKonstruktion (mehrere Parallel-Verschiebungen) der Einzel-Kräfte. Die resultierende Kraft is, derjenige Vektor, der sich zwischen dem Kräfte-Ursprung und dem konstruierten VektorenEnde (letzte Spitze) ergibt. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 32 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Dipole Wenn sich in einem Molekül mindestens zwei verschieden geladene Ladungs-Schwerpunkte räumlich voneinander getrennt befinden, dann sprechen wir von einem Dipol. Einfache Moleküle aus nur einer Atom-Art besitzen diese Eigenschaft nicht. In ihnen sind alle Ladungen gleichmäßig – zumeist schon direkt im einzelnen Atom selbst – verteilt. Die möglichen Ladungs-Schwerpunkte liegen im Zentrum des Atoms (im Atomkern) bzw. im räumlichen Zentrum des Moleküls. Nach außen sind keine (dauerhaften und ausreichend großen) Ladungen feststellbar. Molekül ohne … und mit Ladungen (bzw. Ladungs-Schwerpunkten) Molekül mit gleichmäßig verteilten Elementar-Ladungen Dipole (mit Schwerpunkten) Beispiel-Moleküle: links: HCl; rechts: H2O Bei mehr als zwei LadungsSchwerpunkten müssen noch bestimmte räumliche AnordnungsBedingungen erfüllt sein. Die Ladungen müssen eine gewisse Asymmetrie erzeugen. Dazu müssen die resultierenden (gemeinsamen, summativen) Ladungs-Schwerpunkte räumlich voneinander getrennt sein. Beim Wasser – mit dessen Formel H2O – würde man vielleicht eine lineare Anordnung der Atome erwarten: Dipol Wasser (H2O), "explodiert" in einem Tetrader H2O: (zwei Ecken werden von Elektronen-Wolken belegt) H–O–H ???: Die beiden Ladungs-Schwerpunkte müssten dann übereinander fallen. Aus der Praxis wissen wir aber, dass Wasser ein ganz typischer Dipol ist. Praktisch ist das Wasser-Molekül tetraedrisch gebaut. Im Mittelpunkt des gedachten Körpers (Tetraeder) liegt das Sauerstoff-Atom. Zwei der Ecken des Tetraeders sind mit Wasserstoff-Atomen belegt, die anderen beiden Ecken werden von freien Elektronen-Päarchen genutzt. Die sich nun ergebenen LadungsSchwerpunkte sind deutlich voneinander getrennt – Wasser-Moleküle sind Dipole. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx Dipol (mit Ladungs-Schwerpunkten) Beispiel-Molekül: ??? Dipole (mit Ladungs-Schwerpunkten) Beispiel-Moleküle: NH3, ??? - 33 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Ähnlich verhält es sich mit Ammoniak (NH3). Hier ist es ein einzelnes freies Elektronen-Paar, das eine Ecke des Tetraders ausmacht. In den anderen Ecken liegen die WasserstoffAtome. Das Stickstoff-Atom liegt im Zentrum des Tetraeders. Die Ladungs-Schwerpunkte müssen nicht von vollständigen Ladungen gebildet werden. Viel häufiger sind es teilweise Ladungen (Partial-Ladungen), die zu Dipolen führen. Das Wasser-Molekül ist ein typisches Beispiel für diese Situation. Die partiellen Ladungen müssen aber eine gewisse Größe überschreiten, damit sie nach außen wirksam werden. Als Hilfs-Maß keine Dipole bei Molekülen mit linearem kann die Elektronegativität verwendet oder planarem Bau, weil Ladungs-Schwerpunkte werden. Deren Differenz (EN) muss räumlich aufeinander fallen nach pratischen Erfahrungswerten Beispiel-Moleküle: CO2, BH3, BF3 größer als 0,5 sein. Dazu später genaue(untere Reihe: vereinfachte Darstellung) res ( Elektronegativität (nach PAULING)). Unter normalen Umständen haben die Moleküle keine Vorzugs-Richtung. Jedes Teilchen bewegt sich relativ frei im Raum. Lediglich die Ladungs-Schwerpunkte der anderen Teilchen können einen Einfluss auf die Ausrichtung oder Beweglichkeit der Teilchen haben. Auch dazu später mehr ( 2.1. Kräfte zwischen den Teilchen). Legt man nun ein äußeres elektrisches Feld an, dann richten sich die Dipole so aus, dass die Achse der Ladungs-Schwerpunkte parallel zu den Feldlinien verläuft. Der negative Ladungs-Schwerpunkt zeigt zur Kathode (positiv geladene Elektrode) und der positive Schwerpunkt zur Anode (negativ geladene Elektrode). Trotzdem besitzen die Dipole immer noch eine gewisse Beweglichkeit. Sie wackeln – schwingen – an den Aufenthalts-Orten hin und her. Dipole im Raum (ohne äußeres elektrisches Feld) Im Fall von Wasser nutzt man die Ausrichtung im elektromagentischen Feld z.B. in der häuslichen Mikrowelle. Dort werden die Wasser-Dipole durch ein äußeres elektromagnetisches WechselFeld ständig hin und her bewegt (gedreht). Dadurch entsteht im Lebensmittel Reibung und es wird schließlich heiß. Dipole im elektrischen Feld Definition(en): Dipol Ein Dipol ist ein Objekt mit zwei entgegengesetzt geladenen, räumlich getrennten LadungsSchwerpunkten. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 34 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 2.1. Kräfte zwischen den Teilchen Kohäsion Kräfte zwischen den Teilchen eines Stoffes, sorgen für den inneren Zusammenhalt der Stoffe sie gliedern sich in Bindungen (Atom-, polare Atom- und Ionen-Bindung (kovalente und polare Kräfte) zwischenmolekulare Kräfte o unpolar (VAN-DER-WAALS-Kräfte (VDW-Kräfte, VdW-Kräfte)) o polar (ausgehend von Partial-Ladungen; z.B. Wasserstoff-Brücken-Bindung (WBB)) mechanische Verwirkung (Verschlaufung, Verfilzung) von größeren Molekülen (MakroMolekülen) polare Kräfte basieren auf geladenen Teilchen, wir untercheiden positive und negative Ladungen, zwischen positiv und negativ geladenen Einzel-Teilchen (Ionen oder Elementar-Teilchen (Elektronen)) herrschen ausgeprägte starke elektrostatische Kräfte VAN-DER-WAALS-Kräfte (VdW-Kräfte) werden auch als unpolare (apolare) Kräfte zwischen Teilchen beschrieben auf Molekül-Ebene ist dies auch so, lokal auf Atom-Ebene basieren die VAN-DERWAALS-Kräfte auf den elektrostatischen Anziehungs-Kräften zwischen einem AtomKern und den Elektronen des NachbarAtoms, die positiv geladenen Atom-Kerne stellen eine relativ stabiles Raster dar da die Elektronen sich ständig bewegen, kommt es z.B. kurzfristig zu Anhäufungen von negativen Ladungen auf der einen Seite und positiven Ladungs-Schwerpunkten an anderer Stelle die entgegengesetzt geladenen LadungsSchwerpunkte ziehen entsprechend an – was eben genau diese VAN-DER-WAALsKräften entspricht an anderer Stelle stoßen sich vielleicht die Elektronen-Häufungen (gleichartige negative Ladungs-Schwerpunkte) von benachtbarten Atomen ab; durch die ständige Bewegung der Elektronen sind die Kräfte im Kleinen sehr flüchtig und wechseln gewissermaßen ständig ihre Position und Richtung, nach außen erscheinen sie (summativ) als neutrale Kräfte BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 35 - zwei Moment-Aufnahmen von temporären Wechselwirkungen zwischen den Ladungsträgern (c,p) 2009-2013 lsp: dre sie sind praktisch auch wesentlich kleiner als (echte) polare Kräfte, abgeschätzt nur 1/10 so groß wie polare Kräfte die Stärke der VAN-DER-WAALS-Kräfte ist von der Anzahl der Ladungen, der Verteilung im Raum, von der Polarisierbarkeit (Verschiebbarkeit der Ladungen) und von der wirksamen Kontaktfläche (Molekül-Oberfläche) abhängig Definition(en): Kohäsion Kräfte die zwischen den Teilchen (z.B. Molekülen oder Atomen) eines Stoffes wirken, werden als Kohäsion bezeichnet Adhäsion Anhangs-Kraft, zwischen zwei (kondensierten) Phasen, die zueinander Kontakt haben praktisch zwischen Feststoffen und / oder Flüssigkeiten, dabei sind alle denkbaren Kombinationen möglich Kräfte an den Grenzflächen der Stoffe Adhäsion basiert auf verschiedenen Effekten und Phänomenen, die einzeln oder im Komplex wirken können mechanische Adhäsion (durch submikroskopische Verzahnungen, Rauigkeit, Poren, Vertiefungen) spezifische Adhäsion (z.B. durch elektrostatische Kräfte (Pole, Dipole), chemische Affinitäten der Stoffe zueinander (verbunden mit Diffusions-Phänomenen)) Oberflächen-Spannung und Fluidizität thermodynamische und energetische Effekte, stabile System-Zustände Stoffe können sich anziehen oder auch (scheinbar) abstoßen bestimmt durch verschiedene Stoff- und Phasen-Eigenschaften an Phasen-Grenzen sind schwache Adhäsions-Kräfte oft mit einer großen OberflächenSpannung verbunden, da die KohäsionsKräfte – der an der Grenze liegenden Teilchen – nur auf die eigene Phase wirken ( 4.1.3. Viskosität und Oberflächenspannung) Adhäsion zwischen Glas und Wasser (links) sowie zwischen Glas und Quecksilber (rechts) Definition(en): Adhäsion Kräfte die zwischen den Teilchen (z.B. Molekülen oder Atomen) verschiedener Stoffe wirken, werden als Adhäsion bezeichnet. Adhäsion sind die Grenzflächen-Kräfte zwischen verschiedenen Phasen (Stoffen). BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 36 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 2.2. Energie und Energie-Austausch Definition(en): Energie Energie E ist die Fähigkeit eines Objektes (Körpers) Arbeit zu verrichten (also andere Objekte zu manipulieren) weitere häufig verwendete Formel-Zeichen: W WW Q Eelektr. W h* Echem Einheit(en): 1 J (JOULE; sprich: dschuhl) 1 J = 1 N * m = 1 kg * m2 / s2 = 1 W * s 1 J = 6,242 * 1018 eV = 6,242 * 106 MeV = 6,242 TeV Definition(en): Temperatur Die Temperatur T ist ein Maß für die durchschnittliche kinetische Energie (BewegungsEnergie) der Teilchen eines Stoffes / eines Systems. weitere Formelzeichen: (Theta; für T in °C) Einheit(en): 1 K (KELVIN); 1 °C (Grad CELCIUS); 1 °F (Grad FAHRENHEIT); 1 °R (Grad RÈAUMUR) 1 K = 1 grd BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 37 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Besser vorstellbar ist die Teilchen-Bewegung im gasförmigen Zustand. Hier können sich die Teilchen in alle Richtungen frei bewegen. In einem ersten (vereinfachten) Modell gehen wir davon aus, dass alle Teilchen die gleiche Energie / BewegungsGeschwindigkeit haben. Weiterhin soll es zu keinen Kontakten der Teilchen untereinander kommen. Bei einem ausreichend verdünntem Gas könnte man sich das auch noch gut vorstellen. Wie wir noch sehen werden erzeugt das Modell aus sich selbst heraus einen Widerspruch, der ein deutliches Indiz dafür ist, dass wohl doch nicht alle Teilchen die gleiche Energie / Geschwindigkeit haben. Haben die Teilchen eine geringe (Bewegungs-)Energie, dann entspricht das einer geringen Temperatur. Dementsprechend besitzen die Teilchen eines wärmeren Gases mehr Energie. Physikalisch würden wir die höhere Temperatur anhand des höheren Druckes beobachten. Die warmen (Energie-reicheren) Teilchen stoßen mit größerer Kraft gegen die Außenwände. Energie-Übertragung durch direkten Kontakt der Teilchen untereinander (Stöße) oder über Strahlungen oder Felder Wir kombinieren nun ein kaltes Gas mit einem warmen. Zuerst sind beide noch durch eine Trennwand voneinander isoliert. Im nächsten Schritt wird die trennende Wand entfernt. Die Teilchen können sich nun im gesamten Raum bewegen, was sie dann auch sofort tun. Zuerst werden nur einzelne Teilchen ihren "angestammten" Raum verlassen. Aber nach und nach werden es immer mehr. Besonders die Energie-reichen (warmen) Teilchen verteilen sich schneller im Raum, da sie sich ja mit der größeren Geschwindigkeit bewegen. Nach einer bestimmten Zeit haben sich die Energie-armen und –reichen Teilchen gleichmäßig im Raum verteilt. Da unser Modell davon ausgegangen ist, dass die Teilchen in einem Raum immer die gleiche Energie haben müssen wir diese nun anpassen. Zehn Energie-reiche und zehn Energie-arme Teilchen ergeben zusammen 20 Teilchen mit einer mittleren Energie. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx links kalter und rechts warmer Bereich sind noch räumlich getrennt nach Entfernen der Trennwand können sich die Teilchen im gesamten Bereich bewegen - 38 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Dies ist aber eben nur eine ModellVorstellung. Die Anwesenheit von Energie-reichen und Energie-armen Teilchen ist wesentlich realistischer und entspricht auch den praktischen Beobachtungen. die ersten Teilchen bewegen sich in die jeweils gegenüberliegenden Bereiche gleichmäßig verteile Teilchen im Gesamt-Bereich BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 39 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 2.3. Teilchen-Bewegung Wärme-Bewegung der Teilchen (BROWNsche Molekular-Bewegung) Teilchen bewegen sich unregelmäßig, ändern ständig Richtung und Geschwindigkeit, scheinbar zufällig beobachten und beschrieben zuerst von BROWN z.B. bei Pollen auf der Wasser-Oberfläche Wasser-Tröpfchen in einer Nebel-Kammer ein Teil der Zusammenstöße und den damit verbundenen Richtungs- und Geschwindigkeits-Änderungen geht von der eigenen Teilchen-Art aus bei reinen Stoffen erfolgen die Bewegungs-Änderungen nur nach Teilchen-Kontakten alle Teilchen eine Stoffes haben eine bestimmte durch- beobachtete Teilchen-Bewegung z.B. in einer Nebelkammer schnittliche Bewegungs-Energie, die als Temperatur ausgedrückt / gemessen wird Bei der Temperatur von 20 °C bewegen sich die Teilchen des Quecksilbers so stark, dass deren Raum-Anspruch genau durch den SkalenStrich für 20 °C auf dem Thermometer angezeigt wird. bei Stoffen mit großer Temperatur bewegen sich die Teilchen schneller / intensiver / stärker die Teilchen eines kälteren Stoffes (gleiche Stoff-Art) bewegen sich langsamer Bei Feststoffen findet die Bewegung hauptsächlich um die Gitter-Punkte herum statt durch Stoßen übertragen die Teilchen Energie auf die StoßPartner, die ändern darauf hin ihre Bewegungs-Richtung und Geschwindigkeit Weiterhin können auch direkte Energie-Zufuhren oder – Entnahmen die Bewegungs-Energie der Teilchen beeinflussen Ursache der BROWNschen Molekular-Bewegung Verteilung der Energie-Werte nach MAXWELL und BOLTZMANN BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 40 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 2,5 Teilchen-Anzahl [%] 2 1,5 1 0,5 0 0 100 200 300 400 500 600 700 800 900 1000 Teilchen-Geschwindigkeit [m/s] Erläuterung des Diagramms: Berechnet wurde die Anzahl der Teilchen, die eine bestimmte Energie besitzen (hier praktisch immer in Geschwindigkeits-Gruppen mit je 10 m/s Breite berechnet). Erfassung zu einem bestimmten Zeit-Punkt. Teilchen mit einer Geschwindigkeit (Energie) von 0 m/s gibt es nicht (kaum). Mit steigender Teilchen-Geschwindigkeit steigt auch die Teilchen-Anzahl, welche genau eine bestimmte Geschwindigkeit () besitzen bei einer bestimmten Geschwindigkeit beobachten wir eine maximale Zahl von Teilchen (hier 160 m/s), danach fällt die Anzahl der Teilchen mit immer höherer Geschwindigkeit (Energie), es gibt auch Teilchen mit noch größerer Geschwindigkeit (theoretisch bis unendlich), deren Anzahl nähert sich aber immer mehr der 0 an, sie stoßen praktisch sofort oder besonders häufig mit anderen Teilchen zusammen, die gewöhnlich eine kleine Energie besitzen. Soe kommt es schnell wieder zur Verringerung (Normalisierung) der Geschwindigkeit die durchschnittliche Geschwindigkeit liegt (hier!) bei rund 275 m/s (rechte und linke Fläche unter der Kurve gleich groß) Bei steigender Temperatur flachen die Kurven der BOLTZMANN-Verteilung immer mehr ab. Abhängigkeit der Teilchenzahlen mit einer bestimmten Bewegungs-Geschwindigkeit von der Temperatur BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 41 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Q: de.wikipedia.org (Kai11) es besteht auch eine Abhängigkeit von der Teilchen-Masse Abhängigkeit der Teilchenzahlen mit einer bestimmten Bewegungs-Geschwindigkeit von der Molekül-Art (Masse) Q: de.wikipedia.org (Kai11) Verteilung der Energie-Werte nach MAXWELL und BOLTZMANN Diffusion lat. von diffundere, was verstreuen, ausbreiten, ausgießen bedeutet allg. durch Gradienten-Gefälle bedingt (Treibkräfte) bedeutsamster Gradient sicher die Konzentration auch andere Gradienten möglich, z.B. Temperatur, Dichte, Ladung, Partial-Drücke Ursache liegt in der Wärme-Bewegung der Teilchen für das einzelne Teilchen gibt es keine vorrangige Bewegungs-Richtung, insgesamt finden in dem Raum, wo wenige (gelöste) Teilchen vorhanden sind, auch nur weniger Zusammenstöße mit anderen Teilchen statt, die Teilchen verbleiben in diesem Raum bzw. behalten ihre Bewegung bei Teilchen in einem Bereich mit höherer Konzentration bzw. einer höheren Dichte stoßen öfter zusammen, damit verändern sie öfter ihre Richtung und verlassen so eher den Teilchendichteren Raum in dem Bereich, wo die Teilchen eine höhere Geschwindigkeit haben (also eine höhere Temperatur repräsentieren) stoßen die Teilchen öfter und intensiver zusammen und übertragen damit öfter Energie an ihre langsamen Stoß-Partner (mit weniger Energie) BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 42 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Energie-arme Teilchen aus dem kälteren Raum nehmen eher Energie bei einem Stoß auf, als das sie sie abgeben (die Chance ein Energie-ärmeres Teilchen zu treffen ist einfach geringer) in einem Bereich mit Teilchen einer geringeren Energie bzw. einer kleineren Teilchen-Dichte kommt es zu weniger Zusammenstößen, dementsprechend zu weniger EnergieÜbertragungen und Richtungs-Änderungen bekannt und bestimmt schon häufig beobachtet ist das Phänomen beim Ausgleich eines Temperatur-Gradienten FICKsches Diffusions-Gesetz Stoffmenge Diffusionskoeffizient Fläche Konzentrationsgrad Zeit Definition(en): Diffusion Temperatur-Ausgleich durch Diffusion Materialien / Geräte: einfaches Pflanzen-Öl (möglichst hellfarbig), Paprika-Pulver, Kühlschrank, Herd, Wärmefestes Glas (ev. Thermo-Glas mit Doppelwand), ev. Thermometer Hinweise: im Labor kann auch Sudan-III als Farbstoff verwendet werden Durchführung / Ablauf: - Glas mit Öl befüllen, dass eine deutliche Schicht zu erkennen ist (Höhe mind. 1 cm) und in den Kühlschrank stellen - ungefähr die gleiche Menge mit etwas Paprika-Pulver oder Sudan-III erwärmen - das warme Öl kurz stehen lassen, dass sich das Paprika-Pulver absetzen kann und dann das warme Öl vorsichtig auf das kalte Öl schichten - mögliche Zusatzuntersuchungen: - mit einem oder zwei kann die Temperatur der kalten oder beider Phasen verfolgt werden, dabei aber unbedingt Bewegungen durch das Thermometer vermeiden, die Schichten des Öls sollten etwas höher sein, als der Meß-Kopf des Thermometers - die Temperatur kann gut über die Zeit aufgenommen und dann graphisch dargestellt werden BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 43 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 3. Stoffe, Eigenschaften und zugehörige ArbeitsMethoden Jeder (reine) Stoff ist durch eine einzigartige Kombination von Merkmalen und Eigenschaften charakterisiert. Zwei (verschiedene) Stoffe unterscheiden sich immer mindestens in einer Eigenschaft. Die spezielle Kombination der Eigenschaften eines Stoffes machen seine Identität (quasi seine Individualität) aus. Stoffe sind auf der makroskopischen Ebene durch emernente Eigenschaften gekennzeichnet, die sich nicht direkt aus den submikroskopischen Eigenschaften ableiten lassen. Man findet für Emergenz auch die Begriffe Fulguration oder Übersummativität. Z.B. sind Atome durch eine sehr große – fast leere – Hülle gekennzeichnet. So ist z.B. bei einem Eisen-Atom über 99 % des Atom-Volumens leer. Trotzdem kann man einen EisenBlock nicht einfach durchdringen. Er ist fest – fast so, als wäre alles gefüllt. Der Philosoph LOCKE unterschied nach primären und sekundären Eigenschaften. Die primären wohnen dem Objekt inne, während die sekundären durch unsere Wahrnehmung bestimmt sind. So glänzt Gold metallisch und ist leicht gelblich gefärbt. Dies sind primäre Eigenschaften des Goldes. Die Faszination von Wert, Ruhm usw., die für uns heute von Gold ausgeht, ist nur gefühlt. In einigen Urvölkern war Gold eher ein ungeliebtes Metall, weil es eben so weich und biegsam war und auch höhere Temperaturen kaum stand halten konnte. Auch in unserer Welt ändert sich der Wert von Gold sehr schnell, wenn es ums pure Überleben geht. In anderen Betrachten werden empirische von logischen / subjektiven Eigenschaften abgegrenzt. Das geht aber im Wesentlichen auf die Einteilung von LOCKE zurück. intensive Eigenschaften (bleiben auch nach dem Teilen der Stoff-Probe gleich) z.B. Schmelz-Temperatur, Siede-Temperatur extensive Eigenschaften sind von der Menge abhängig (verändern / teilen sich beim Teilen der Stoff-Probe) z.B. Masse, Volumen es gibt einige Eigenschaften die additiv sind, d.h. sie erhöhen sich mit der Menge bzw. bei Gemischen mit dem jeweiligen Anteilen der Mischung streng genommen ist nur die Masse wirklich additiv, je mehr sich die Komponenten einer Mischung unterscheiden, um so größer sind u.U. die Abweichungen von der Summe bzw. dem Mittelwert (der Komponenten-Eigenschaften) Wir unterscheiden physikalische, chemische und biologische (oft auch als "physiologische" bezeichnet) Eigenschaften. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 44 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 3.0.1. konstitutive Eigenschaften konstitutive Eigenschaften (entsp. prak. den intensiven E:) im weiten Sinne sind alle Eigenschaften, die von der Struktur eines Stoffes bestimmt wird (und nicht von der Menge der Stoff-Probe) im engeren Sinne meint man mit konstitutiv solche Eigenschaften, die bei isomeren oder ansonsten ähnlichen Stoffen mehr oder weniger stark variieren, die Ursachen für die Eigenschaften-Abweichungen ist dabei nur in der unterschiedlichen Struktur der Stoffe zu suchen alternative hierzu sind die kolligativen Eigenschaften Zu den physikalischen Eigenschaften von Stoffen zählen wir: Farbe (Emission und Absorption von Licht), Transparenz Glanz Dichte Aggregatzustand Schmelztemperatur (Schmelzpunkt, Erweichungspunkt, Erstarrungstemperatur, …) Siedetemperatur (Siedepunkt, Kochpunkt, Kondensationstemperatur, …) Schmelzenthalpie, Verdampfungsenthalpie Wärmeleitfähigkeit, (spezifische) Wärmekapazität Taupunkt elektrische Leitfähigkeit, spezifischer elektrischer Widerstand Oberflächenspannung Magnetisierbarkeit (Remanenz), magnetische Permeabilität (magnetische Leitfähigkeit) Viskosität, Fluidizität optische Aktivität Schallgeschwindigkeit Brechungsindex, kritische Temperatur, kritischer Druck, kritische Dichte Verformbarkeit Härte Sättigungsdampfdruck Bei den chemischen Eigenschaften kennen wir: Löslichkeit (in verschiedenen Lösungsmitteln / anderen Stoffen) Lösungs-Enthalphie Bildungsenthalpie, freie Bildungsenthalpie (nach GIBB's) Verbrennungsenthalpie Entropie Reaktivität (gegenüber anderen Stoffen, allgemein) Redoxpotential Säure- bzw. Base-Konstante Oxidationszahl stöchiometrische Wertigkeit molare Masse Nur für lebende Systeme relevant sind die biologischen bzw. physiologischen Eigenschaften: Geruch Geschmack Resorbierbarkeit BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 45 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Die Werte für die einzelnen Größen sind charakteristisch und zumeist in Tabellen dokumentiert. Man nennt sie auch Stoffkonstanten. Weiterhin kennen wir Eigenschaften von Stoff(prob)en bzw. eines Systems (Wirkgemeinschaft mehrerer Einzelkomponenten), die sich daraus ergeben, wie viel des Stoffes gerade betrachtet werden: 3.0.2. kolligative Eigenschaften kolligative Eigenschaften sind solche, die der Menge oder der Zusammensetzung (z.B. einer Mischung) abhängig sind Gegenstück zu konstitutiven Eigenschaften auch Abhängig von der Mischung von Stoffen, z.T. auch von der Partikel-Art und –Mischung (z.B. grobes und feines Mehl) physikalisch: Masse Volumen Druck osmotischer Druck Temperatur (Dichte) (bei Veränderung der Körnigkeit etc.) (innere) Energie Entropie Magnetisierung Polarisation chemisch: Konzentration (praktisch eigentlich eine phys. E.) Reaktivität, Aktivität (z.B. in Lösungen / Gemischen) biologisch / physiologisch: Giftigkeit (Toxizität) Ökotoxidizität Weil sie vom Zustand des Stoffes abhängig sind, bzw. seinen aktuellen Zustand bestimmen, nennen wir sie Zustandsgrößen. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 46 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 3.0.3. kombinierte Eigenschaften praktisch eher sekundäre Eigenschaften, für den täglichen oder phänomenologischen Umgang sinnvoll, praktisch aus mehreren primären Eigenschaften kombiniert häufig subjektiv oder vom Zeitgeist abhängig Man kann die Stoffeigenschaften auch nach ihrer Beobachtbarkeit unterscheiden. Makroskopische Eigenschaften sind ohne vergrößernde Geräte direkt an der Stoffprobe meßoder beobachtbar. Dazu gehören Masse, Farbe, Aggregatzustand usw. Mit Hilfe von Mikroskopen usw. können wir noch weitere innere Eigenschaften erschließen. Sie werden wegen der Notwendigkeit von "Mikroskop"-ähnlichen Geräten mikroskopische Eigenschaften genannt. In diese Kategorie fallen z.B. der Kristall-Bau oder die Isomerie. Kommt bei der Erfassung eine Eigenschaft auf die Teilchen-Ebene, dann spricht man von submikroskopischen Eigenschaften. Hierzu zählen wir z.B. die Bindungsstärke. Je mehr man in den mikroskopischen bzw. submikroskopischen Bereich kommt, um so primärer werden die Eigenschaften. Aufgaben: 1. Informieren Sie über solche Stoffeigenschaften, die Sie nicht kennen bzw. erläutern können (Definition, Formelzeichen, Einheit(en), Umschreibung / Erläuterung, Beispiel(e))! (Prüfen Sie Ihre "Vorstellungen" in Partnerarbeit!) Geruch Umschreibung Charakterisierung geruchlos süßlich Obst-artig reizend stechend charakteristisch Beispiel(e) holzig modrig / faulig Sandelholz Faulgase Luft Chlorophorm Ester Ammoniak (Salmiak-Geist) Schwefeldioxid Schwefelwasserstoff Geschmack Umschreibung Charakterisierung geschmacklos süß salzig bitter sauer seifig umani BK_SekII_allgChem_BioEL.docx Beispiel(e) Stärke (Amylose, Amylopektin, Glycogen) Cellulose (Zellstoff) Saccharose (Zucker) Natriumchlorid (Kochsalz) Chinin Magnesiumchlorid (Bittersalz) Ethansäure (Essigsäure) Natriumhydroxid (Natronlauge) Glutamin, Glutaminsäure, Lakritz - 47 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 3.1. bedeutsame Stoffeigenschaften 3.1.1. Aggregatzustand auch Zustandsform BROWNsche Molekularbewegung (Wärme-Bewegung der Teilchen) Umwandlung der Aggregatzustände ist mit Energie-Aufnahmen bzw. –Abgaben verbunden für Übergang in den höheren Aggregatzustand wird Energie gebraucht entsprechende Umkehrung beim Übergang zu niedrigeren Aggregatzustand Ausnutzung z.B. bei der FrostschutzBeregnung (z.B. bei Nachtfrösten in der Blüte-Zeit) beim Frieren eines Kilogramms Wasser werden rund 330 kJ freigesetzt (an die Umgebung (einschließlich der Pflanze abgegeben) Aggregatzustand Bewegungs-Energie (Geschwindigkeit) der Teilchen (mittlerer) Abstand zwischen den Teilchen Kräfte zwischen den Teilchen Temperatur Dichte Volumen-Verhältnisse zugeführte Energie (Gesamt-Energie) fest flüssig gasförmig 1 1,1 216 Derzeit sind noch zwei andere Aggregatzustände bekannt, die aber derzeit nur eine minimale Rolle in der Chemie spielen. Die Fortsetzung der Reihe fest – flüssig – gasförmig endet beim Aggregatzustand Plasma. In einem Plasma sind Atom-Kerne und –Hüllen voneinander getrennt, was nichts anderes heißt, als dass die Elektronen neben den Atomkernen in einem gasförmigen Zustand schweben. Da alle Bestandteile eines Plasma's freibewegliche Ladungsträger sind, sind Plasmen elektrisch sehr aktiv. Das Leuchten von Plasma-Lampen, Nordlichtern und Blitzen kennt wohl jeder. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 48 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Das andere Ende der Aggregatzustands-Skala wird derzeit vom EINSTEIN-BOSE-Kondensat bestimmt. Dieser 5. Aggregatzustand ist durch seine extreme Homogenität gekennzeichnet. Alle seine Bausteine – die Bosonen – befinden sich im gleichen Quantenzustand. Sie bilden einen idealen Kristall, in dem die Elektronen sich ohne W iderstand frei bewegen können ( Supraleitfähigkeit). Der Zustand wird erst erreicht, wenn sich Stoffe nur ganz kurz vor dem absoluten Nullpunkt der Temperatur befinden. In der derzeitigen Praxis sind das ungeführ 100 µK (= 0,0001 K). Die Bedeutung der beiden "neuen" Aggregatzustände wird in der nächsten Zeit deutlich größer werden. Dies ist schon dadurch gegeben, dass im Universum rund 99 % der sichtbaren Materie im Plasma-Zustand vorliegt. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 49 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Übersicht Aggregat-Zustände fest flüssig Bau, Modell BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 50 - (c,p) 2009-2013 lern-soft-projekt: drews gasförmig 3.1.2. elektrische Leitfähigkeit Voraussetzung für die Fähigkeit eines Stoffes den Strom zu leiten, sind frei bewegliche Ladungs-Träger. Das können zu Einen freie Elektronen sein, wie wir sie im Metall vorfinden. Zum Anderen kommen frei bewegliche Ionen in Frage. Diese gibt es in (wässrigen) Lösungen und in SalzSchmelzen. als physikalische Größe hat die elektrische Leitfähigkeit das Zeichen (sigma) Leiter 1. Ordnung Metalle, freibewegliche Überträger Elektronen als Ladungs- Leiter 2. Ordnung Elektrolyte, Lösungen mit geladenen Teilchen Ionen-Salz-Schmelzen Ionen als Ladungs-Überträger klassische Einteilung in Leiter und Nichtleiter (Isolatoren) Leitfähigkeit bei Leitern >106 S/m; Nichtleiter haben eine Leitfähigkeit <10-8 S/m seit über 50 Jahren kennt man noch dazu die Halbleiter und erst seit einigen Jahrzehnten die Supraleiter BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 51 - Q: de.wikipedia.org (Honica + Zahnstein) (c,p) 2009-2013 lern-soft-projekt: drews Klassifizierung der Stoffe in: Klasse Supraleiter elektrische Leit- Bemerkungen Beispiele fähigkeit tritt erst unterhalb einer beunendlich stimmten auf Sprung-Temperatur dann: R=0 Leiter > 106 S/m Halbleiter Nichtleiter < 10-8 S/m Isolator elektrolytische Leiter Stoff alle Metalle Silicium, Germanium Salz-Lösungen Leitungswasser elektrische Leitfähigkeit [1 / *cm] elektrische Leitfähigkeit [S/m] Grobeinteilung Leiter 5 Silber Cupfer Gold Aluminium Natrium Eisen Quecksilber 6,7 * 10 5 6,0 *10 Germanium Tellur Silizium Selen Cupferoxid 2,0 * 10 Glas Diamant Polyethylen (PE) Quarz 1,0 * 10 -16 1,0 * 10 -17 1,0 * 10 -17 1,0 * 10 6 61,4 * 10 6 58 * 10 6 44 * 10 6 36,6 * 10 6 21 * 10 6 10 * 10 6 1,0 * 10 5 4,0 *10 5 1,0 *10 Halbleiter -2 1,45 0,005 -4 2,52 * 10 -5 2,0 *10 -6 1,0 * 10 -7 5,0 * 10 Isolator -11 0,0001 elektrolytische Leiter -6 Wasser (reinst) Wasser (Leitungswasser) Meer-Wasser BK_SekII_allgChem_BioEL.docx 5 * 10 0,05 5 - 52 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 3.1.3. Viskosität und Oberflächenspannung Viskosität (engl.: ) ist das Maß für die Zähflüssigkeit. Die Intensität der zwischenmolekularen Anziehungskräfte (molekulare Haftung, Kohäsion, innere Reibung) bestimmt die Größe der Viskosität. Als zwischenmolekulare Kräfte kommen die VAN-DER-WAALS-Kräfte und polare Kräfte (z.B. Wasserstoff-Brücken oder IonenAnziehungen) in Frage. Im Allgemeinen sind polare Kräfte rund um den Faktor 10 stärker als kovalente Beziehungen. Bei entsprechender Molekülgröße und –struktur können aber auch ohne weiteres ganz andere Verhältnisse auftreten (s. Tab. Viskosität). Schön zu sehen ist der Effekt bei Decan, das mit seinen 10 CohlenstoffAtomen schon ungefähr die Viskosität von Wasser erreicht. Bei Wasser sind es polare Kräfte (WasserstoffBrücken-Bindungen), welche die Viskosität bestimmen. Bei Decan wirken die Anziehungs-Kräfte (VDW-Kräfte) hauptsächlich entlang des Ketten-förmigen Moleküls. VAN-DER-WAALS-Kräfte zwischen unpolaren Decan-Molekülen Kräfte zwischen den Teilchen einer Flüssigkeit polare Kräfte zwischen Wasser-Molekülen Die früher gebräuchliche Einheit poise läßt sich leicht in das SI-Einheitensystem umsetzen. Ein poise (P) entspricht 0,1 Pa s (Pascal-Sekunden). In technischen Tabellenbüchern findet man häufig noch die Einheit cP (centipoise). Die Werte sind dann wertgleich zu den Angaben in Pa s. Weniger gebräuchlich ist der Kehrwert der Viskosität, die Fluidizität. Sie beschreibt die Fließfähigkeit einer Flüssigkeit. Die Viskosität der meisten Flüssigkeiten nimmt mit der Erhöhung der Temperatur (extrem) ab. Durch Zusätze – sogenannte Additive – versucht man bei kritischen Anwendungen (z.B. Maschinenöle) die Viskosität konstant zu halten. Die meisten Additive sind Polymere (Polymerisationsprodukte) mit Molekülmassen zwischen 10.000 und 20.000 u. Sie vernetzen die Flüssigkeit gewissermaßen. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx Temperatur-Abhängigkeit der Viskosität Q: de.wikipedia.org (Prolineserver) - 53 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Bei so großen Molekül-Massen spielt dann auch die Eigenbewegung (Bewegung der der Molekülbestandteile) kaum noch eine Rolle. An der Oberfläche einer Flüssigkeit (/ eines Fluids) haben die Teilchen weniger Umgebungspartner (s.a. obere Abbildung). Dadurch konzentrieren sich ihre Anziehungskräfte auf andere Oberflächen-Teilchen und auf solche, die unmittelbar in der nächsttieferen Ebene liegen. Die Beziehungen (Kohäsionskräfte) sind dadurch deutlich größer, als in der Tiefe (im Flüssigkeitsinneren). Der Effekt, der sich durch diese Kräfte ergibt, nennen wir Oberflächenspannung. Für viele Zwecke ist es notwendig, die Oberflächendie Oberflächenspannung von spannung zu verringern. Dieses kann durch Zusatz von Wasser trägt z.B. Wasserläufer Detergenzien (z.B. Tenside und Seifen) erreicht werQ: de.wikipedia.org (Markus Gayda) den. Detergenzien sind Oberflächen-aktive Substanzen, die sich an den Grenzflächen zwischen die Moleküle schieben und dort die zwischenmolekularen Kräfte herabsetzen. Gleichzeit verstärken sie die Kontaktmöglichkeiten zwischen den Phasen, so dass fast solche Verhältnisse entstehen, wie in deren Inneren. Die Oberflächenspannung ist ebenfalls von der Temperatur abhängig. Mit zunehTemperatur-Abhängigkeit mender Temperatur der Oberflächenspannung von Wasser Q: de.wikipedia.org (Stan J. Klimas) sinkt die Oberflächenspannung im Allgemeinen. Dies ist vor allem der größeren Eigenbewegung der Teilchen und den damit steigenden Teilchenabständen geschuldet. In der Konsequenz sinken die Kohäsionskräfte zwischen den Teilchen. Aufgaben: 1. Interpretieren Sie die Temperatur-Abhängigkeit der Viskosität von Quecksilber! 2. Erstellen Sie ein Diagramm, in dem Sie die Viskosität in Abhängigkeit von der Anzahl der Cohlenstoff-Atome für die folgenden Substanzen darstellen! (Pentan = C5; Hexan = C6; Heptan = C7; Octan = C8; Nonan = C9; Decan = C10) Heben Sie sich das Diagramm für die Besprechung der Alkane und seiner homologen Reihe auf! BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 54 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Stoff Aceton (Propanon) Benzen (Benzol) Bitumen Decan Dodecan Ethanol (Alkohol) Ethansäure (Essig, Essigsäure) Glas Glycerol (Glycerin) Heptan Hexan Methanol Nonan Octan Pentan Petroleum Quecksilber Tetrachlorkohlenstoff (Tetra) Schmieröl, leicht Schmieröl, schwer Wasser dynamische Viskosität (20 °C) [Pa s] 0,316 (25 °C) 0,601 (25 °C) 7 14 10 – 10 0,920 1,520 1,200 (80 %ig) 2,310 (25 °C) 18 20 10 – 10 1,490 0,410 0,320 Oberflächenspannung (gegen Luft, 20 °C) [mN / m] 23,50 28,87 22,30 27,60 63,40 18,40 22,60 0,711 0,538 0,224 (25 °C) 0,650 1,554 0,969 113,800 (15 °C) 660,600 (15 °C) 1,520 (5 °C) 1,297 (10 °C) 1,002 0,891 (25 °C) 16,00 480,00 26,80 72,75 67,90 (50 °C) 62,60 (80 °C) Datenquellen: /14, de.wikipedia.org/ BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 55 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 3.1.4. Masse und Volumen Eigenschaften einer konkreten Stoff-Probe Dispensierung (Portionierung) einer Flüssigkeit Stoff od. Substanz Ethanol (96 %ig) Ethanol (70 %ig) Glycerol (85 %ig) Paraffin (dickflüssig) Rizinus-Öl Wasser Zuckersirup ≈ Tropfen für 1 g 65 56 24 50 40 20 18 ≈ TropfenMasse [g] ≈ Tropfen für 1 ml 0,5 ≈ TropfenVolumen [ml] Dichte [g/ml] (20 °C) 0,3 Das Verhältnis von Masse zu Volumen wird Dichte genannt. Sie beschreibt, wie schwer ein Stoff ist, wieviel Raum er dabei einnimmt und wie eng die Teilchen dabei liegen. Aufgaben; 1. Informieren Sie sich, wie man die Dichte eines Stoffes bestimmen kann! 2. Von welchen Faktoren ist die Dichte abhängig? Geben Sie zwei Faktoren an und erläutern Sie die Zusammenhänge! In der Chemie wird neben der Dichte eher mit der Konzentration c gearbeitet. Diese verbindet die Stoffmenge n (Teilchenzahl N) mit dem Volumen. NA … AVOGADRO-Konstante (6,022 1023 mol-1) BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 56 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Dichte wichtiger chemischer Stoffe Name Formel Aceton Ammoniak, 25%ig NH3 Dichte 3 [g/cm ] 0,79 0,91 Pb 0,7 – 0,74 0,88 11,35 Benzin Benzen (Benzol) Blei Diamant (Cohlenstoff) Diesel-Kraftstoff C 3,5 0,84 Eis (Wasser) Eisen Erdöl Ethanol (Trinkalkohol) H2O Fe 0,92 7,86 0,7 – 0,9 0,85 C2H5OH Glas (Fenster-Glas) 2,4 – 2,6 Gummi 0,9 – 1,2 Gold Au Holz (Buche) Holz (Eiche) Holz (Fichte) Name Formel Dichte 3 [g/cm ] Messing Methanol CH3OH 8,4 0,79 Natronlauge, 33%ig NaOH 1,36 Papier Platin Porzellan Pt 0,8 – 1,3 21,45 2,2 – 2,5 Quecksilber Hg 13,55 Salpetersäure, 100%ig Salpetersäure, 65%ig HNO3 1,51 HNO3 1,39 Salzsäure, 100%ig Salzsäure, 40%ig Salzsäure, 37%ig Schnee (pulvrig, Wasser) Schwefelsäure, 96%ig HCl HCl HCl H2O 1,64 1,2 1,18 0,1 H2SO4 1,84 Silber Silizium Spiritus (Ethanol 96%) Ag Si C2H5OH 10,49 2,33 0,83 Wasser, dest. Wasser (Meerwasser) H2O 1,0 1,02 19,3 0,7 0,9 0,5 Luft N2, O2, CO2, … 0,001293 Kaliumhydroxid, 40%ig Kork Kupfer KOH 1,4 Cu 0,2 – 0,3 8,93 Zement Zink Zinn Zn Sn 0,9 – 2,1 7,13 7,3 Werte mit Einheit g/cm3 sind identisch zu kg/l bzw. kg/dm3 für Gase werden häufig die Einheiten kg/m3 bzw. g/dm3 verwendet die farblich hervorgehobenen Stoffe (Luft, Wasser) gelten als Referenz / Vergleichs-Wert für semi-quantitative Beschreibungen BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 57 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 3.1.x. Farbigkeit Spektren Emission Absorption Fluoreszenz Farbe und Komplementär-Farbe – Was sehen wir? "farbige" Atom-Gruppen \ _ C = O / CarbonylGruppe _ _ - N = N - Azo-Gruppe |O| // - N \ |O| NitroGruppe _ _ - N = O | | - C = C – C = C – | | NitrosoGruppe aromatische Strukturen Farb-verstärkende / -vermehrende (auxochrome) Atom-Gruppen H _ - O - H _/ - N \ |O| // - C - C \ H HydroxylGruppe AminoGruppe BK_SekII_allgChem_BioEL.docx |O| // CarboxylGruppe \ |O – H Säure-Gruppe - 58 - |O| || - S – O – H || |O| SulfonsäureGruppe (c,p) 2009-2013 lsp: dre 3.2. wichtige Arbeitsmethoden für und mit Stoffgemischen 3.2.1. Dekantieren, Sichten und Filtern BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 59 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 3.2.2. Destillieren nur dann möglich, wenn ein Flüssigkeiten-Gemisch oder eine Lösung für die einzelnen Komponenten unterschiedliche Siedepunkte (KP, KP, Kochpunkt) besitzen. niedriger siedende Komponente geht in einem höheren (molaren) Anteil in die Dampf-Phase über, die zumeist kleineren Teilchen benötigen weniger Energie (entspricht der kleineren Temperatur), um die flüssige Phase zu verlassen und sich in der Gas-Phase zu halten manche Stoff-Gemische zeigen eine Anpassung der (molaren) Anteile an die jeweilige Siede-Temperatur. Sie können nicht vollständig getrennt werden. Man nennt sie azeotrope Gemische. Azeotrop bedeutet frei übersetzt so viel wie "unzersiedbar". Ein typisches Azeotrop sind Alkohol-WasserGemische. Eine Mischung von 96 % Ethanol und 4 % Wasser lässt sich Destillation nicht Q: de.wikipedia.org () weiter trennen. Das Erreichen dieses Punktes kann man an einem Siedepunkt von 78,2 °C erkennen. Bei niedriger konzentrierten Gemischen geht zuerst mehr Ethanol über (aufkonzentrieren). Ausgehend von einer höherkonzentrierten Lösung geht mehr Wasser über (runterkonzentrieren). weitere typische Beispiele für Destillationen Herstellung von (echtem) destilliertem Wasser, Trennung der Erdöl-Bestandteile (Rektifikation), technische Zerlegung von Luft in die Einzelgase In natürlichen Rohstoffen für eine Destillation (z.B. Weine) befinden sich noch viele andere und z.T. sehr verschiedene Stoffe. Bei einer Destillation gehen nun zuerst niedrig siedende Komponenten über. Dies sind z.B. Methanol (Methylalkohol) und Ethanal (Acetaldehyd). Beide sind sehr giftig. Deshalb verwirft man den ersten Teil (Vorlauf) des Destillates. Praktisch sind das meist rund 15 %. Ähnlich verhält es sich mit dem letzten Teil (Nachlauf). Er enthält die schwersiedenden, sogenannten Fusel-Öle. Sie sorgen z.B. für die Unverträglichkeit von Spirituosen ("Kopf", Magenschmerzen). BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 60 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Die beste Trennung erreicht man mit Hilfe der fraktionierten Destillation. Dabei werden in einer Anlage feine Temperatur-Unterschiede erzeugt, die sich auf einzelne Stufen oder Bereiche der Destillations-Kolonne auswirken. In diesen Einzel-Bereichen können sich dann genau die Stoffe aufkonzentrieren, deren Siedetemperatur in dem Bereich gerade unterschritten wird. Die leichter siedenden Bestandteile des zu trennenden Stoff-Gemisches können in die kälteren Gefäßteile aufsteigen. Eine der wichtigsten chemischtechnischen Trennverfahren ist die fraktionierte Destillation (Fraktionierung) von Erdöl. Dabei ist es das Ziel, möglichst reine Gruppen von Substanzen zu erhalten, die dann später gesondert weiterverarbeitet werden sollen. Im unteren Bereich der Fraktionier-Kolonne wird das Roh-Öl (vorher gereinigt) auf über 600 °C erwärmt. Die schon bei geringeren Temperaturen siedenden Substanzen gehen sofort in die Gas- oder Dampf-Phase Prinzip und Technik der fraktionierten Destillation über und steigen nach oben. Hier ist es dann etwas kälter. Die ersten Substanzen kondensieren jetzt schon. Es sind solche, deren Siede-Temperatur Q: de.wikipedia.org () gerade unter der HeizTemperatur gelegen hat. Die noch niedriger siedenden Substanzen steigen weiter auf und der Vorgang wiederholt sich bei jeder Temperatur-Stufe. Durch einen geringfügigen Rückfluss auf jeder Stufe sorgt man dafür, dass sich die Stoffe in "Ruhe" trennen können und nicht zu viele mit zur nächsten Stufe mitgerissen werden. Der nicht verdampfbare Rest auf dem Grund der Fraktionier-Kolonne (Sumpf genannt) wird in einer speziellen Kolonne ein weiteres Mal fraktioniert. Da man aber nicht noch höhere Temperaturen einsetzen kann – dies würde die meisten Substanzen zerstören – verwendet man ein Vakuum in der Kolonne. Dadurch gehen die Substanzen bei deutlich niedrigeren Temperaturen in den gasförmigen Zustand übergehen und so getrennt werden. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 61 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Bei der LuftRektifikation wird das Stoff-Gemisch Luft in seine wesentlichen Bestandteile zerlegt. Das Prinzip der Zerlegung mittels differenzierter TemperaturBereiche wird auch hier angewendet. Allerdings geht man von flüssiger Luft mit einer Temperatur von 20 K (-253 °C) aus und lässt diese im gewissen Sinne sich immer weiter erwärmen. Rektifikations-Kolonne zur Luft-Zerlegung Q: de.wikipedia.org (Mordechai1) Aufgaben und Übungen: 1. Vor Ihnen liegen Stoffgemische, welche jeweils die folgenden Stoffe enthalten: a) Wasser, Salz b) Öl, Wasser c) Seesand, Zucker, Wasser d) Öl, Benzin e) Seesand, Zucker, Eisen (Pulver bzw. Feilspäne) f) Informieren Sie sich über die Eigenschaften der Einzelkomponenten! Geben Sie Verfahren zum Trennen an, um letztendlich die EinzelKomponenten zu erhalten! Wenn nötigt, begründen Sie auch, in welcher Reihenfolge Sie die Verfahren einsetzen wollen! BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 62 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 3.2.3. Extrahieren gehört zur Gruppe der Trenn- bzw. Scheide-Vorgänge 3.2.3.x. Hochdruck-Extraktion physikalisch-chemisches Verfahren, beruht auf unterschiedlicher Löslichkeit eines Stoffes in verschiedenen Medien als Extraktions-Mittel wird überkritisches CO2-Gas verwendet, ab 500 bar hat es die gleichen Lösungs-Eigenschaften, wie Hexan – einem weit verbreiteten, unpolaren, organischen Lösungsmittel mit überkritischem CO2 lassen sich diverse Fett-lösliche (lipophile, hydrophobe) Stoffe extrahieren (herauslösen) z.B. Aromen, Fette, Coffein, Nikotin, Cholesterol, … Vorteile: wirkt bakteriostatisch, toxikologisch weitgehend unbedenklich, Reaktions-träge, nicht brennbar, begrenzt Umwelt-belastend (zumindestens biologisch abbaubar), leicht und kostengünstig verfügbar, leichte Abtrennbarkeit von extrahierten / gelösten Stoffen, praktisch genutzt für die Entfettung von Stärke, Entfernung von Cholesterol aus Ei-Pulver und Butter, Reinigung von Enzym-Präparaten besonders umfassender Einsatz bei der Destraktion (kombinierte Destillation und Extraktion) von Coffein zur Erzeugung von Coffein-freiem bzw. –reduziertem Kaffee Exkurs: überkritischer Zustand von Gasen Normalerweise kann man Gas durch erhöhten Druck oder herabgesetzter Temperatur verflüssigen. Bei den Gasen gibt es aber eine Stoffspezifische Temperatur oberhalb derer die Verflüssigung auch bei höchsten Drücken nicht mehr möglich ist. Interessanterweise verhalten sich die hochkomprimierten Gase wie Flüssigkeiten. Sie sind aber weiterhin im gasförmigen Zustand. Die Dichte ähnelt der, des verflüssigten Gases, während z.B. die Viskosität, der des (gasförmigen) Gases entspricht. für CO2 liegt die kritische Temperatur bei 31,15 °C und einem Druck von 7,375 MPa (73,75 bar) schematisches Phasen-Diagramm für CO2 Q: de.wikipedia.org (Sponk) BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 63 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 3.2.4. weitere Trenn-Verfahren auch scheiden oder entmischen genannt 3.2.4.x. Zentrifugieren beruht auf der unterschiedlichen Massen-Trägheit (scheinbar von Dichte der Teilchen (und deren Masse) abhängig) 3.2.4.x. Magnet-Scheiden ein ferro-magnetischer Stoff wird von nicht-magnetischen Stoffen mit Hilfe eines Magneten getrennt 3.2.4.x. Sublimation ein zur Sublimation fähiger Stoff kann durch Erhitzen von höher schmelzenden Feststoffen getrennt werden, der vergaste Stoffe wird dann an anderer (kälterer) Stelle resublimiert 3.2.4.x. Flotation setzt man bestimmten Stoff-Gemischen (z.B. Abwasser) Schaumbildner zu, dann können die Schäume häufig bestimmte Feststoffe in sich aufnehmen. Die kleinen Partikel werden an den Kontaktstellen von meist drei Schaum-Bläschen gehalten. Der Schaum lässt sich dann abschöpfen oder dekantieren. Nach dem Zerplatzen der Bläschen bleiben die flotierten Partikel übrig 3.2.4.x. Adsorbtion Anlagerung eines Stoffes (Adsorbenz) an der Oberfläche eines anderen (Adsorber) Stoffes z.B. Gas-Filter-Patronen, Wasser-Entkalkung, Demineralisierung von Wasser (mit Kationenund Anionen-Tauscher), Brom an Aktivkohle, BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 64 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 3.2.4.x. Absorption Einlagerung eines (meist kleineren) Stoffes in das Innere (Volumen) eines anderen (Absorber) Stoffes z.B. Zeolite, Kron-Ether 3.2.4.x. Chromatographische Trennung Ausnutzung von Effekten der Filterung (aufgrund unterschiedlicher TeilchenGrößen) und der Adsorbtion in und an bestimmte Materialien kleine Teilchen / Stoffe können die Lücken zwischen den Feststoffen in der chromatographischen Säule / im Gel / zwischen den Papier-Fasern (stationäre Phase) besser passieren als größere; dadurch wandern kleinere schneller in der Säule (mobile Phase) werden einzelne Stoffe / Teilchen am Säulen-Material / am Gel-Bildner / an den Papier-Fasern adsorbiert (angelagert / temporär gebunden), dann wandern diese langsamer als solche, die nicht adsorbiert wurden beide Effekte laufen gleichzeitig ab; die jeweilige Trennungs-Geschwindigkeit bzw. Reihenfolge ist immer vom konkreten Säulen- / Gel- / Papier-Material und vom Lösungsmittel (Lauf-Mittel) abhängig es bilden sich dynamische Gleichgewichte zwischen Wanderung mit dem Lauf-Mittel und der Rückwanderung (z.B. durch die Erdanziehungs-Kraft) und der Adsorption und der Desorption des Stoffes am Säulen-Material BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 65 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre praktisch kann es deshalb passieren, dass bei bestimmten Kombinationen von SäulenMaterial und Lauf-Mittel ein großer Stoff schneller / höher wandert als ein kleiner, der ständig vom Träger-Material festgehalten (adsorbiert) wird wichtige Verfahren: Säulen-Chromatographie Dünnschicht-Chromatographie Gas-Chromatographie Gel-Chromatographie im Labor und in der Produktion gibt es sehr vielgestaltige, feine und leistungsfähige Chromatographie-Systeme ist eine eigene kleine "Wissenschaft", viel Erfahrung und Intuition notwendig, Empirismus führt nur sehr schleppend zum Ziel der Trennung von zwei oder mehr Stoffen BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 66 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 3.2.5. Lösen Das Lösen eines Stoffes (Substanz, Solute od. Substrat genannt) in einem anderen (Lösungsmittel od. Solvens genannt) wird zumeist als physikalischer Vorgang betrachtet. Dies ist nicht ganz exakt, aber eine sinnvolle Vereinfachung. Praktisch lassen sich bei vielen Kombinationen von Lösungsmitteln und Substraten fast immer alle Merkmale einer chemischen Reaktion beobachten. Es gibt auch rein physikalisches Lösen. Z.B. löst sich Methan sehr gut in Wasser, weil es genau in die Lücken zwischen den Wasser-Molekülen passt. Zwischen dem unpolaren und dem polaren dürfte eigentlich gar kein Lösen möglich sein. In Fall des Methans kommt zu keinen Beziehungen zum Wasser. Mit Chemie hat dieses Lösen also nichts zu tun. Voraussetzung für einen Lösungs-Vorgang ist das Vorhandensein eines passenden Lösungsmittels. Wasser ist sicher eines der am Meisten verwendeten Lösungsmittel, aber nicht das Einzige. Sehr gute Lösungsmittel sind auch Benzin, Ethanol und Aceton. Im Prinzip können flüssige Lösungsmittel sowohl feste, als auch flüssige oder gasförmige Stoffe lösen. Auch die Lösung eines gasförmigen Stoffes in einem gasförmigen Lösungsmittel ist denkbar. Meist gehen wir aber von einem flüssigen Lösungsmittel und Wasser aus. Dies gilt vor allem dann, wenn kein Lösungsmittel extra angegeben wurde. In solchen Fällen ist immer Wasser als Lösungsmittel gemeint. Abstrakt formuliert ist eine Lösung, die homogene Verteilung eines Stoffes in einem anderen. Eine Abtrennung durch Filterung ist nicht mehr möglich. Der gelöste Stoff wird in seine Grundbausteine zerlegt (Ionen-Kristalle in Ionen, Molekül-Kristalle / -Substanzen in Moleküle). Handelt es sich um eine bloße Verteilung des einen Stoffes in dem anderen, dann sprechen wir genauer von einer Dispersion. Lösungsmittel und Substanz gehen im Prinzip keine oder nur sehr schwache Beziehungen ein. Die Verteilung beruht ausschließlich auf der Wirkung der BROWNschen Teilchen-Bewegung (Wärme-Bewegung der Teilchen). Es handelt sich also um einen rein physikalischen Vorgang (Diffusion). Auch bei größeren Teilchen – ab 10-7 bis 10-4 cm (0,001 – 1 µm; 10-9 – 10-6 m) scheint es oft so, als würden sich diese im Lösungsmittel auflösen. Beim genaueren Betrachten stellt man aber fest, die Teilchen schwimmen nur noch im Lösungsmittel. Echte Beziehungen zwischen Lösungsmittel und gelöstem Stoff treten hier kaum auf. In solchen Fällen sprechen wir von kolloidalen Lösungen. Dazu im Gegensatz stehen die echten Lösungen, in denen wesentlich kleinere Teilchen (< 10-7 cm, < 0,001 µm, < 10-9 m) wirkliche Beziehungen zum Lösungsmittel eingehen. Im Fall Durchlicht bei einer echten Lösung des Lösungsmittels Wasser sind die Beziehungen die polaren Anziehungs-Kräfte, welche dann die typischen Hydrat-Hüllen um die gelösten Teilchen entstehen lassen. Kolloidale und echte Lösungen lassen sich gut über den THYNDALL-Effekt unterscheiden. Während in echten Lösungen ein Licht-Strahl die Lösung geradlinig durchdringt, werden in kolloidalen Lösungen die Strahlen von den Teilchen abgelenkt und reflektiert. Der Beobachter sieht die Reflexionen dann als aufblitzende Licht-Effekte. Der Effekt ist auch von Sonnen-Strahlen, die im Nebel sichtbar werden oder beim Aufleuchten von THYNDAHL-Effekt bei einer kolloidalen Lösung Staub-Teilchen in der Luft, bekannt. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 67 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Das chemische Lösen eines Stoffes (z.B. von Natrium) in Wasser beruht auf einer chemischen Reaktion. Es ändern sich der Stoff und die Teilchenarten. Aus Natrium wird letztendlich Natriumhydroxid, das in Wasser zunächst erst einmal in Form von Ionen (Natrium-Ionen und Hydroxid-Ionen) vorliegt. Die Teilchen werden nach dem Umsetzen dann ebenfalls durch Diffusion im gesamten Lösungsmittel-Raum verteilt. Bei einer gesamtheitlichen Betrachtung des Vorganges muß man den Vorrang auf den chemischen Vorgang legen. Es ist eine chemische Reaktion. Andere Beispiele für chemische Lösungsvorgänge sind Fluor in Wasser oder auch Ammoniak in Wasser. Wir haben schon erläutert, dass sich das Lösen eines Stoffes aus physikalischen und schwachen chemischen Vorgängen zusammensetzt. Die zu lösenden Teilchen gehen schwache Beziehungen (physikalische Kräfte) und schwache Bindungen (z.B. WasserstoffBrücken-Bindungen) zum Lösungsmittel ein. Am typischen Lösungsmittel Wasser wollen wir dies hier genauer aufzeigen. Das Lösungsmittel Wasser ist ein polarer Stoff. D.h. seine Teilchen besitzen vollständige (ganze) oder teilweise Ladungen. Im Fall des Wassers sind es partielle Ladungen. σ σ _ Sie ergeben sich aus der unterschiedlichen H – O| H ◄ O| Elektronegativität der beteiligten Atome. | ▼ Wasserstoff hat nach PAULI eine ElektroneH H σ gativität von 2,1 und Sauerstoff von 3,5. Somit zieht das Sauerstoff-Atom die Bindungselektronen-Päarchen stärker zu sich. O∙∙H∙∙O∙∙H∙∙O∙∙H Im Ergebnis finden wir am Sauerstoff-Atom : : eine teilweise (partielle) negative Ladung. Die H H Wasserstoff-Atome sind entsprechend teil: : weise positiv geladen. O O Diese Ladungen treten mit den verschiedenen anderen polaren Objekten im ReaktiWasserstoff-Brücken-Bindung (WBB) (rot) zwischen zwei Wasser-Molekülen onsgefäß in Wechselwirkung. Wasser(Nachbar-Moleküle grau angedeutet) Moleküle lagern sich an den Ladungen an, umhüllen sie vollständig und brechen sie dann letztendlich aus ihrem Stoff-Verband heraus. Die hydratisierten (vom Wasser umhüllten) Teilchen können sich danach frei im Lösungsmittel bewegen. Stoffe, die keine oder sehr wenig Polaritäten (vollständige od. teilweise Ladungen) besitzen (z.B. Fette, Wachse, Benzin), lösen sich nicht in Wasser. Für sie sind unpolare Lösungsmittel nötig. Typische Beispiele sind Benzin, Petroleum, Benzen (Benzol), Ether und Tetra(chlorkohlenstoff). Die LösungsVorgänge bei diesen Stoffen beruhen nicht Lösung eines Ionen-Kristalls (unten rechts) auf den elektrostatischen Kräften, sondern auf den unpolaren VAN-DER-WAALSKräften. Aufgaben: 1. Finden sie in der Abbildung die gelösten Teilchen und die HydrationsHüllen! 2. Warum fördern die Hydrations-Hüllen die Löslichkeit eines Stoffes? Begründen Sie Ihre Meinung! BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 68 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Angetrieben von den Stößen anderer gelöster Teilchen oder des Lösungsmittels bewegen sie sich die gelösten Teilchen langsam zufällig durch das gesamte Medium. Letztendlich kommt es dann zu einer gleichmäßigen Verteilung des einen in dem anderen Stoff (Substanz in Lösungsmittel). Als Eselsbrücke kann man sich merken: "Gleiches löst sich in Gleichem!" oder anders "Gleich und Gleich gesellt sich gern." Für die altsprachigen Leser (und die Angeber): "similia similibus solventur" (lat.: Ähnliches löst sich in Ähnlichem). Neben reinen polaren oder unpolaren Lösungsmitteln gibt es auch solche, die beide Lösungs-Eigenschaften enthalten. Typische Beispiele sind Ethanol und Aceton. Sie lösen sowohl polare wie auch unpolare Stoffe. Sie werden auch Lösungs-Vermittler genannt. Bisher haben wir die Lösungs-Vorgänge im Wesentlichen qualitativ betrachtet. Vielfach spielen aber auch quantitative Effekte eine Rolle. Mit dem Einbringen der ersten Substanz in das Lösungsmittel, bzw. mit dem ersten Anlösen der Substanz innerhalb des Lösungsmittels, entsteht eine sogenannte ungesättigte Lösung. Das Lösungsmittel hat noch Kapazitäten, um weiteres Substrat aufzunehmen. Mit der Zunahme der Substrat-Menge steigt auch die Konzentration der Lösung immer weiter an. Für jede Substanz gibt es aber eine maximale Menge, die das Lösungsmittel aufnehmen kann. Ist der Punkt der maximalen Lösung erreicht, sprechen wir von einer gesättigten Lösung. Wird weitere Substanz dazugegeben, dann setzt sich diese auf dem Grund ab. Der Rückstand löst sich zwar auch wieder auf, dafür gehen aber auch andere Teilchen als Niederschlag in den Rückstand über. Es herscht ein dynamisches Gleichgewicht zwischen Lösen und Ausfällen. Unter der Löslichkeit l verstehen wir die größtmögliche Menge (Masse) eines Stoffes (Substanz, S), der sich in einem anderen – dem Lösungsmittel (LsgM, LM) löst (in einer definierten Masse (üblich 100 g = mLsgM)). Zumeist wird hier von Wasser ausgegangen. Das Lösungsmittel muss aber eigentlich immer mit notiert werden. Wurde kein Lösungsmittel angegeben, dann geht man i.A. von Wasser als Lösungsmittel aus. l mS mLsgM g g[LsgM ] Aus dieser Löslichkeit leitet sich die – in der Praxis häufiger verwendete – Angabe in Masse-Prozent ab: l% mS 100% l 100% mLsgM % od. m% Dies ist auch die übliche Ausdrucksweise. Man sagt z.B. dieser oder jener Stoff ergibt maximal eine 30%ige Lösung. Was nichts anderes bedeutet, als das sich maximal 30 g der Substanz in 100 g Lösungsmittel gelöst haben. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 69 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Löslichkeit l [g [Salz]/100 g [Wasser]] - - Cl + Na + K + NH4 2+ Mg 2+ Ca 2+ Ba 2+ Cu + Ag 2+ Zn 2+ Hg Br 35,8 34,4 29,7 54,3 74,5 37,5 70,6 0,00015 367,0 6,6 90,5 54,0 77,0 101,5 142,0 104,0 122,0 0,000014 447,0 0,6 - - I 184,0 144,3 172,0 148,0 204,0 170,0 0,000003 432,0 0,01 NO3 88,0 31,6 187,7 70,5 127,0 9,0 122,0 218,0 327,0 127,0 2- SO4 19,4 11,1 75,4 26,7 0,2 0,00025 21,0 0,8 54,0 2- CO3 21,6 112,0 100,0 0,18 0,0015 0,0017 0,0003 0,00006 Daten-Q: Tabellen und Formeln.-Volk u. Wissen Verl. 1980 Daneben kann die Löslichkeit auch als Volumen-basierte Größe ausgedrückt werden: Volumen-Anteil (sprich: phi): Zur semiquantitativen Benennung der Löslichkeit schlägt das Deutsche Arzneibuch Nr. 10 die folgenden Bereiche vor: Benennung der Löslichkeit sehr leicht löslich leicht löslich löslich wenig löslich schwer löslich sehr schwer löslich praktisch unlöslich notw. Volumenteile [ml] Lösungsmittel für 1 Masseteil [g] Substanz (DAB 10) <1 1 – 10 10 – 30 30 – 100 100 – 1.000 1.000 – 10.000 > 10.000 Löslichkeit [g/ml] (Masse-Konzentration) >1 1,0 – 0,1 0,1 – 0,3 0,3 – 0,01 0,01 – 0,001 0,001 – 0,000.1 < 0,00001 Die Zahlen-Verhältnisse der Teilchen in einer Lösung spiegelt der Molenbruch (sprich: chi; vereinfacht wird auch x verwendet) wieder: nS nS nLsg nS nLsgM Das Mol-Prozent ist die resultierende Prozentgröße auf Teilchenzahlen-Ebene: Mol % nS 100% nLsg Ein Molenbruch von 0,05 besagt, das 5 von 100 Teilchen z.B. von der gelöste Substanz stammen. Für das Lösungsmittel wäre der Molenbruch dann dementsprechend 0,95. In der Chemie wird besonders die Konzentration c eines Stoffes gerne als Maß verwendet. c nS VLsg [mol/l-1 = molar = M] BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 70 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Neben der Einheit Mol pro Liter findet man vielfach die verkürzte Angabe molar. Bei der Schreibung hat sich eine verkleinerte (kleinere Schriftgröße) für das Zeichen (M) eingebürgert. Damit soll eine Verwechslung mit dem Präfix M (für: Mega = 106) vermieden werden. Eine 1 M Lösung ist also 1 molar bzw. enthält 1 mol pro l. Diese spezielle Art der Konzentrations-Angabe wird Molarität genannt. Daneben gibt es noch die Normalität, bei der die aktiven Teilchen (z.B. Protonen, Wasserstoff-Ionen) betrachtet werden. So ist z.B. eine 1M Schwefelsäure-Lösung 2N (2 normal), weil beim Lösen der Schwefelsäure immer jeweils 2 Wasserstoff-Ionen (Protonen) freiwerden. Eher selten wird die Molalität verwendet. Dabei werden die Anzahl Mole betrachtet, die in jeweils 1kg Lösungsmittel gelöst sind. Die Konzentration eignet sich im Allgemeinen am Besten als Angabe von SubstanzLösungsmittel-Verteilungen, da chemische Reaktionen immer vom Kontakt der reagierenden Teilchen abhängen. Bei geringer Konzentration ist die Chance für einen Kontakt deutlich geringer, als bei höherer Konzentration (mit entsprechend mehr gelösten Teilchen). Die maximale Konzentration (Sättigungs-Konzentration, c s ) wird aber eher selten tabelliert. Meistens findet man Tabellen mit der Löslichkeit, dem maximalen Volumen-Anteil oder der Molarität. Der Löse-Vorgang und auch die maximale Lösungsmenge sind von der Temperatur abhängig. Die Geschwindigkeit des Lösevorgangs unterliegt der RGT-Regel (VANT-HOFFschen Regel). Danach erhöht sich die Geschwindigkeit ungefähr um das 2 bis 3fache, wenn die Temperatur um 10 K (= 10 grd (veraltet!)) steigt. Selten werden auch Geschwindigkeitszuwächse um das 10fache registriert. Die Umkehrung der Regel gilt ebenfalls. Etwas komplizierter verhält es sich mit der Temperatur-abhängigkeit der gelösten SubstanzMengen. Zum Einen kann die Löslichkeit bei steigender Temperatur z.B. kleiner werden. Dies kann man über die erhöhte Beweglichkeit der Teilchen und dem damit verbundenen häufigeren Abreißen der Kräfte zwischen Lösungsmittel und Substanz erklären. In anderen Fällen kann es aber auch zu einer verbesserten Löslichkeit bei höheren Temperaturen kommen, wenn z.B. die Lösungsmittel-Teilchen weiter auseinanderrücken und so zusätzlichen Platz für neues Substrat schaffen. Häufig spielt aber auch das eigentliche Reaktionsgeschehen des Lösungsvorgangs eine Rolle. Beim Lösen eines Stoffes sind zwei unterschiedliche energetische Einzelvorgänge beteiligt. Zum Ersten wird Energie für das Aufbrechen der Bindungen (GitterEnergie; z.B. die Ionenbeziehung in einem SalzKristall) benötigt. Zum Zweiten wird bei der Hydratisierung Energie frei. Die Bildung von Substanz-Lösungsmittel-Clustern bringt einen energetischen Vorteil, der mit einer Verringerung der inneren Energie verbunden ist. Die Beträge der beiden Vorgänge sind sehr unterschiedlich. Mal übersteigt die HydratisierungsEnergie die Energie zum Aufbrechen der StoffbinTemperatur-Abhängigkeit der Löslichkeit (Solubility) Q: de.wikipedia.org (Walkerma) dungen. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 71 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Die Lösung ist am Ende wärmer, als das Lösungsmittel zu Anfang. Insgesamt handelt es sich dann um einen exothermen Vorgang. Bei solchen Lösungsvorgängen wirkt eine äußere Temperaturerhöhung kontraproduktiv. Die Menge an maximal lösbarer Substanz sinkt mit steigender Temperatur. Zu Stoffen, die sich so verhalten, gehören: Natriumhydroxid oder Cersulfat. Beim Ammoniumnitrat ist sowohl das Aufbrechen der Substanz-Bindungen, als auch die Hydratisierung ein endothermer Vorgang. Die Energie für den Lösungsvorgang wird dem Lösungsmittel entzogen – es kühlt sich ab. Hier ist eine Temperaturerhöhung förderlich. Mit zunehmender Temperatur steigt dann auch die Menge an der lösbaren Substanz. Zu den Stoffen mit energetisch fast ausgeglichenen Teilreaktionen (Hydratisierung und Gitter-Zerlegung) zählt Natriumchlorid (Kochsalz). Die Menge Substanz für gesättigte Lösung ist bei solchen Stoffen im Allgemeinen mit zunehmender Temperatur fast unverändert. Eine scheinbare Ausnahme stellt das Natriumsulfat (Na2SO4, GLAUBER-Salz, Karlsbader Salz) dar. Zuerst (0 – 32 °C) nimmt die Löslichkeit mit steigender Temperatur expotentiell zu. Oberhalb von 32 °C kommt es dann zu einem langsamen Abfall der Löslichkeit. Um diesem besonderen Effekt zu verstehen, muß sich genau ansehen, was gelöst wird. Im allgemeinen Umgang mit Natriumsulfat wird meist einfach unterschlagen, dass dieses Salz KristallWasser besitzt. Richtig ist also eigentlich die folgende Formel für das (Wasser-haltige) Natriumsulfat Na2SO4 * 10 H2O. Diese Formel bedeutet, dass pro Baueinheit Na2SO4 – also zwei Natrium-Ionen und einem Sufat-Ion – zehn Moleküle Wasser mit in die Kristall-Struktur eingebaut sind. Praktisch sind die Ionen schon im Kristall hydratisiert. Erwärmt man das reine Wasser-haltige Natriumsulfat, dann schmilzt es überraschenderweise schon bei 32 °C (andere Salze erst bei Temperaturen über 400 °C). Bei dieser Temperatur wird das Hydratations-Wasser im Kristall-Verband beweglicher und das ganze Gebilde quasi flüssig. Es handelt sich also nicht um eine echte Schmelze, sondern um einen Löse-Vorgang im eigenen Kristall-Wasser! Aufgaben: 1. 2. Geben Sie jeweils ein Kristall Kaliumpermanganat (gleich groß) in Bechergläser mit unterschiedlich warmen Wasser (z.B. Zimmertemperatur und 80 °C)! Beobachten Sie die Gläser, ohne diese zu bewegen! 3. Informieren Sie sich, was eine übersättigte Lösung ist! Wie kann man sie herstellen? Warum fallen die übermäßig gelösten Teilchen nicht aus? Heraus-Lösen (Auswaschen) BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 72 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 3.2.6. weitere Misch-Verfahren homogenisieren: … ist die Herstellung einer feinen, gleichgestaltigen (homogenen) Phase aus zwei oder mehr ineinander mischbaren Stoffen (meist zumindest eine Flüssigkeit dabei) suspendieren: … ist die Herstellung einer feinen, gleichgestaltigen Verteilung eines oder mehrerer Feststoffe(s) in einer Flüssigkeit. Suspensionen sind i.A. instabil und es kommt zur Sedimentation (Absetzen, Ausfallen) bzw. zum Aufsteigen des / der Feststoffe(s). Eine Stabilisierung ist durch erneutes Durchmischen, Energiezufuhr (erhöhte TeilchenBeweglichkeit), aber auch Temperatur-Erniedrigung (Behinderung der Absetz-Bewegungen) und durch Lösungs-Vermittler möglich. Je feiner die Feststoffe sind, umso stabiler sind die meisten Suspensionen. Oft gibt es dann aber Probleme bei der Herstellung, weil die feinen Feststoff-Teilchen die Oberflächenspannung nicht so leicht durchdringen können. dispergieren: .. ist die Herstellung einer feinen gleichgestaltigen Verteilung von zwei oder mehr Flüssigkeiten ineinander, die sich normalerweise nicht miteinander mischen / ineinander lösen. Üblicherweise setzen sich die Flüssigkeiten – entsprechend ihrer Dichte - übereinander ab und bilden Phasen. Diese Schichten werden durch mechanisches Mischen in Tröpfchen umgewandelt. Die Tröpfchen bilden zum Umgebungs-Medium aber immer noch ein Zwei-PhasenSystem mit klaren Phasengrenzen. Beim gegenseitigen Berühren von stofflich gleichen Tropfen kommt es dann häufig zum Zusammenfließen (Aggregation). Am Ende liegen die ursprünglichen Phasen wieder getrennt vor (Koaleszenz). Die bekanntesten Dispensionen im Lebensmittel-Bereich sind die Emulsionen, die aus Fetten und Wasser (od.ä.) hergestellt werden. Für die Mischung Öl und Wasser ergeben sich zwei verschiedene Grundtypen der Emulsion. Für eine Wasser-in-Öl-Emulsion (W/O-Typ) wird weniger Wasser in das Öl eingemischt. Die resultierenden Tröpfchen bestehen dann aus Wasser und sind von dem überschüssigen Fett umgeben. Bei Öl-in-Wasser-Emulsion (O/W-Typ) sind die Tröpfchen entsprechend aus Öl und die Umgebung Wasser. Beispiele: Kosmetika (Cremes), Pflegemittel (Zahlpasta), Kleber Eine Stabilisierung ist durch erneutes Durchmischen, Energiezufuhr (erhöhte TeilchenBeweglichkeit), aber auch Temperatur-Erniedriegung (Behinderung der -Bewegungen) und durch Lösungs-Vermittler (Emulgatoren) möglich. Je feiner die Verteilungen ineinander sind, umso stabiler sind die meisten Dispensionen. begasen: … ist das feine Verteilen eines Gases in einer Flüssigkeit. Dies kann durch direktes (Ein)Drücken des Gases in die Flüssigkeit passieren oder auch durch Aufschlagen der Flüssigkeit. z.B. bei der Herstellung Cohlensäure-haltiger Getränke oder bei Herstellung von Schlagsahne 3.2.7. Kombination aus Trenn- und Misch-Verfahren BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 73 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 4. Atombau und das Periodensystem der Elemente 4.1. Atom-Modelle – eine kurze Geschichte Q: commons.wikimedia.org (Emichan) In gut 3000 Jahren Naturwissenschaftsgeschichte hat sich unser Bild von den Atomen stark verändert. Hier soll diese Entwicklung von der Antike bis zur Moderne im Schnell-Durchlauf aufgezeigt werden. An den einzelnen Modellen wollen wir vor allem ihre Vorteile gegenüber ihren Vorläufern klar stellen, aber auch aufzeigen, wo die Probleme in den neuen Modellen stecken. Jedes Modell oder jede Theorie muß sich dann vor allem an der Praxis messen lassen. Stimmen Beobachtungen und Messungen nicht mit den theoretischen Aussagen und Berechnungen überein, dann ist weiteres Forschen unumgänglich. Auch unser heutiges Atom-Modell ist nicht fertig oder perfekt. erste Vorstellungen vom Bau der Welt Die ältesten bekannt gewordenen Atom-Konzepte stammen aus dem 6. Jhd. v. Chr. von den Nyaya- und Vaisheshika-Philosophen. Sie postulierten die Bildung von Teilchen-Paaren, die sich dann wiederum zu höheren Ordnungen von je drei Paaren zusammenschließen sollten. Der Grieche LEUKIPP (5. Jhd. v. Chr.) behauptete als erster in der westlichen Welt, dass die Stoffe aus kleinsten Teilchen bestehen. Die Teilchen sollten gewissermaßen die kleinstmögliche Version des jeweiligen Stoffes sein. Gold setzte sich aus kleinsten Gold-Teilchen zusammen, Schwefel aus Schwefel-Teilchen usw. usf. Den Begriff Atom postulierte DEMOKRIT (Griechenland; etwa 460 – 371 v.u.Z.) und meinte damit einen kleinstes, unteilbares Teilchen (griech.: a-tomos = un-teilbar). Nach seiner Ansicht gab es nur Atome und leeren Raum. Die verschiedenen Stoffe seien aus verschiedenen Arten von Atomen zusammengesetzt, die sich z.B. in der äußeren Form unterscheiden. Atome bewegen sich im Raum, stoßen aneinander und können sich vereinigen oder auch wieder trennen. Aus den Anziehungen und Abstoßungen und der Art der Atome sollten sich die Eigenschaften der Stoffe erklären lassen. Die Atom-Theorie von DEMOKRIT fand im religiösen GrieFeuer Luft chenland seiner Zeit keine Beachtung. Sein philosophischer Gegner war EMPEDOKLES ((?) 495 – 435 v.Chr.), der die Lehre der vier Elemente (Feuer, Wasser, Luft und Erde) begründete und verbreitete. Erde Wasser Bis ins Mittelalter änderte sich an der Grundtheorie der vier Grund-Elemente nichts. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 74 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Manchmal wurde ein fünftes Element (Holz oder auch Metall) mit in die Theorie einbezogen. Aus dem unstillbaren Wunsch der mittelalterlichen Fürsten und Könige nach Gold entstanden die Vorläufer der heutigen Chemie. Die Alchimisten – wie sie sich selbst nannten – versuchten aus den verschiedensten Stoffen und mit abenteuerlichen Methoden Gold herzustellen. Nach der 4- bzw. 5-Elemente-Theorie sollte dies auch möglich sein. Gewissenhaft notierten die Alchimisten ihre Versuche und versuchten sich auch an Erklärungen und Voraussagen für neue Experimente. Aber irgendwie passte das alles nicht zusammen. Feuer Luft Tetraeder (Tetrahedron)) Hexaeder (Oktahedron) Universum Dodecaeder (Dodecahedron) Wasser Erde Icosaeder (Icasohedron) Würfel, Oktaeder (Hexahedron)) Bilder-Q: de.wikipedia.org (Cyp) ?? BROWNsche Molekularbewegung / Nebelkammerversuche; Beobachtung von Pollen auf einer unbewegten Wasser-Oberfläche erste Untersuchungen, die auf eine Mikro-Strukturierung der Materie hindeuteten Exkurs: DALTON’s Experimente zu den Massenverhältnissen bei chemischen Reaktionen BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 75 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre die DALTONsche Atom-Theorie Anfang des 19. Jahrhunderts (1803) griff der englische Chemiker John DALTON (1766 – 1844) die Theorie von DEMOKRIT wieder auf. Aus seinen berühmten Experimenten zu den Mengenverhältnissen bei chemischen Reaktionen schloss er, dass sich immer bestimmte Zahlen von Atomen miteinander verbunden oder diese wieder freigegeben wurden. Bestimmte Stoffe konnten nicht weiter zerlegt werden – sie schienen aus einer Art von Atomen zu bestehen. DALTONs Atom-Theorie bestand aus vier Kernaussagen: 1. Stoffe bestehen aus kleinsten – nicht weiter teilbaren – Teilchen, den Atomen. 2. Die Atome eines Elementes sind durch gleiche Masse und gleiches Volumen gekennzeichnet. Die Atome verschiedener Elemente unterscheiden sich in Masse und Volumen. 3. Atome können durch chemische Reaktionen nicht geteilt, zerstört, erzeugt oder vernichtet werden. 4. Bei chemischen Reaktionen werden die Atome der Ausgangsstoffe nur neu in den Reaktionsprodukten angeordnet. Dies erfolgt in bestimmten Zahlenverhältnissen. In weiteren Arbeiten entwickelte DALTON eine kinetische Gas-Theorie. Danach bewegen sich die Gas-Teilchen (Atome) wie Kugeln in einem leeren Raum. Durch den Aufprall an den Gefäßwänden entsteht der Gas-Druck. Aus DALTONs Arbeiten wurden dann später das Gesetz von den konstanten Proportionen durch PROUST (1794) sowie RICHTERs Gesetz von den äquivalenten Proportionen (1791) abgeleitet. Das DALTONsche Gesetz von den multiplen Proportionen (1808) komplettierte dann die Reihe der grundlegenden stöchiometrischen Gesetze ( 6. Stöchiometrie). DALTON und viele nachfolgende Chemiker versuchten nun die Masse der Atome zu bestimmen. Da einzelne Atome nicht zugänglich bzw. die Atome nicht abzählbar waren, konnten sie die genaue (absolute) Atom-Masse nicht ermitteln. Was aber möglich war, war die die Bestimmung der Atom-Massen-Verhältnisse zueinander. Dabei setzte man z.B. zwei Elemente miteinander um und erfasste die Stoff-Proben-Massen. Z.B. wurde zur Oxidation (damals noch Oxydation genannt) von 10 g Quecksilber rund 0,8 g Sauerstoff benötigt. In der Kenntnis / Annahme, dass Quecksilber und Sauerstoff im Verhältnis 1 : 1 im Quecksilberoxid vorkommen, konnte nun geschlossen werden, dass Quecksilber-Atome rund 12,5x schwerer sind als Sauerstoff-Atome. Statt mit absoluten Atom-Massen konnte man nun zu mindestens mit relative Atom-Massen arbeiten. Für Gase hatte Amedeo AVOGADRO (1776 – 1856) schon 1811 ein Gesetz ( AVOGADRO-Gesetz, AVOGADRO-Prinzip, Satz von AVOGADRO) gefunden, mit dessen Hilfe deren relativen Atom-Massen bestimmbar waren. Er fand nämlich heraus, dass die Quotienten der Produkte von Druck und Volumen zu Stoffmenge und Temperatur immer gleichgroß sind. R .. allg. Gaskonstante (= 8,314 J/mol*K) Die relative Stoffmengen-Masse (molare Masse) ergab sich über das Auswiegen einer bestimmten Gas-Volumens. Heute verwenden wir 22,4 l eines Gases dazu. Aufgaben: 1. Wiederholen Sie die folgenden Gesetze! Geben Sie jeweils ein bis zwei Beispiele an! a) Gesetz von den konstanten Proportionen b) Gesetz von den multiplen Proportionen c) Gesetz von den äquivalenten Proportionen BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 76 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 1874 sagten STONEY und HELMHOLTZ ein kleines, negativ geladenes Elementar-Teilchen voraus, welches sie Elektron (auch: Negatron) nannten. Das Elektron sollte für den elektrischen Strom verantwortlich sein. Bis dahin nahm man im Wesentlichen an, dass der elektrische Strom eine Art Flüssigkeit wäre. Im Widerspruch zu DALTONs Theorie stand die Entdeckung der Radioaktivität durch Antoine Henri BECQUEREL (1852 – 1908). Er stellte 1897 fest, dass sich Atome bei radioaktiven Vorgängen umwandeln können. Die Radioaktivität selbst hatte er gerade ein Jahr zuvor entdeckt. das THOMSONsche Atom-Modell Der Brite Joseph John THOMSON (1856 – 1940) entdeckte bei Experimenten mit stromdurchflossenen Vakuumröhren, dass die Strahlen dieser Röhren aus kleinsten Teilchen bestehen. Dies war der experimentelle Nachweis der Elektronen. Exkurs: THOMSONs Versuche mit Vakuum-Röhren Kathoden-Strahl-Röhre später wurde dann auch die BRAUNsche Röhre benutzt. Dabei handelt es sich um eine modifizierte bzw. weiterentwickelte Vakuum- bzw. KathodenStrahl-Röhre. Die Anode war als Fläche ausgeführt und mit einem kleinen Loch versehen worden. Durch dieses konnte nun ein winziger Teil der Elektronen hindurchfliegen und dann auf einer Leuchtschicht einen Fluoreszenz-Effekt hervorrufen. Der Elektronen-Strahl konnte durch zusätzliche Elektroden auch noch abgelenkt werden. (Die BRAUNsche Röhre war der Ausgangspunkt für die Entwicklung des Fernsehens. Die voluminösen Bildröhren der alten Fernseher sind spezielle BRAUNsche Röhren.) Grenzfall der COMPTON-Streuung für Photonen mit geringen Energien BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 77 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Die genaueren Messungen an den Vakuum-Röhren erschlossen dann auch die ersten bekanntgewordenen Eigenschaften der Elektronen. Ihre Masse ist mit 0,91 * 10-27 g (= 0,0005 u) extrem gering. Elektronen sind Objekte mit einer negativen Elementar-Ladung. Als Ladung ermittelt man -1,6 * 1019 C (1 C = 1 A * s). Elementar-Ladungen – wie die eines Elektrons – sind nicht weiter teilbar. Die THOMSONsche Vorstellung von einem Atom konnte man mit einem Rosinenkuchen bzw. einer Wassermelone (Rosinenkuchen- bzw. Plumpudding-Modell) vergleichen. Der positive und massebehaftete Teil entsprach dem Teig des Kuchens bzw. dem Fruchtfleisch der Melone. Die Rosinen bzw. die Kerne sollten die negativen THOMSONsches Atom-Modell Elektronen sein. In der Atom-Masse (in Bedeutung von Q: de.wikipedia.org (Night Ink) Teig) stellte man sich die Elektronen locker und zufällig verteilt vor. Mit den gerade entdeckten Elektronen ließen sich nun auch andere Versuche (z.B. die KanalStrahl-Versuche von GOLDSTEIN) neu deuten. Die Kanal-Strahlen sollten danach aus positiv geladene Elementar-Teilchen – den Protonen – bestehen. Die Untersuchungen an Kanal-Strahlen ermöglichten die Bestimmung einiger quantitativer Eigenschaften der Protonen. Sie haben eine Masse von 1,67 *10-24 g (1,67 yg = 1 u) und eine positive Elementar-Ladung von 1,6 * 10-19 C (COULOMB). Trotzdem war man zu dieser Zeit immer noch nicht von der Existenz von Atomen oder Elementar-Teilchen überzeugt. In den nachfolgenden Jahren überschlugen sich die wissenschaftlichen Erkenntnisse. Das Forscher-Ehepaar Marie und Pierre CURIE untersuchte das Element Uran. Dabei konnten sie eine starke Radioaktivität nachweisen und auch die Umwandlung des Uran in ein anderes Element (eine andere Atom-Art). Dem theoretischen Physiker Ludwig BOLTZMANN (1844 – 1906) gelang es 1900 unter Ausnutzung der Theorie der Atome bestimmte Eigenschaften (z.B. die molare Masse) von Gasen und Kristallen zu berechnen. Er lieferte aber keine praktischen Beweise für seine Aussagen und Berechnungen, so dass seine Ansichten sehr umstritten waren. Hinzu kam, dass er Erkenntnisse und Methoden der Wahrscheinlichkeits-Rechnung (Stochastik) mit einbrachte. Die Stochastik war damals eine neue und wenig verstandene Disziplin der Mathematik. Die scheinbar unlogischen und sehr speziellen Aussagen der Wahrscheinlichkeits-Rechnung führten zu weiteren Verwirrungen in den wissenschaftlichen Ansichten dieser Zeit. Im Jahr 1900 untersuchte der deutsche Physiker Max PLANCK u.a. die Schwarzkörperstrahlung. Seine wichtigste Erkenntnis war dabei, dass die Energie immer in bestimmten Portionen abgestrahlt oder absorbiert wurbeobachtetes Phänomen der de. Diese Energie-Portionen nannte er Quanten (lat.: BROWNschen Molekular-Bewegung quantum .. Menge, Portion). PLANCK begründete damit die Quantenphysik (Quantenmechanik). Albert EINSTEIN (1879 – 1855) beschäftigte sich 1905 mit der Erklärung der BROWNschen Molekularbewegung. Er führte dabei aus, dass die scheinbar willkürlichen Richtungsänderungen der beobachteten (relativ großen) Teilchen durch Zusammenstöße mit kleinen (unsichtbaren) Teilchen (z.B. Atomen) erklärbar sind. Die beobachteten Phänomene bei der Molekularbewegung passten auch gut zu den Theorien von Ursache der BROWNschen Molekular-Bewegung BOLTZMANN. Unklar blieb aber die Rolle der Elektronen. Auch die Phänomene der Radioaktivität konnten noch nicht abschließend aufgeklärt werden. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 78 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Exkurs: GOLDSTEINs Versuche mit Kanal-Strahl-Röhren Wasserstoff-gefüllte Kathoden-Strahl-Röhre mit Unterdruck (Vakuum) beschleunigte Elektronen (Kathoden-Strahl) schießen aus den Wasserstoff-Atomen die Elektronen heraus. Der überbleibende Rest (das Wasserstoff-Ion) ist positiv geladen und wird in Richtung Kathode beschleunigt. Diesmal sind in der Kathode Löcher, durch die ein Teil des Ionen-Strahls hindurchgeht. Die Wasserstoff-Ionen (heute wissen wir es sind reine Protonen) fliegen gewissermaßen durch Kanäle in der Kathode und können hinter der Kathode untersucht werden. Exkurs: BOLTZMANNs Theorien zur Thermodynamik statistische Thermodynamik erschütterte die damalige Weltanschauung, klärte über die Urkräfte auf, und entfernte übernatürliche Mächte aus den Erklärungen S k log W S .. Entropie (Maß für die Unordnung) k .. Proportionalitätsfaktor W .. Anzahl möglicher Mikrozustände der Stoffprobe andere (ursprüngliche) Schreibweise: kB .. BOLTZMANN-Konstante (1,381*10-23 J/K) S k B ln .. Anzahl möglicher Mikrozustände der Stoffprobe MAXWELL-BOLTZMANN-Verteilung für Stickstoff-Teilchen bei verschiedenen Temperaturen Q: de.wikipedi.org (Fred Stober) BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 79 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre das RUTHERFORDsche Atom-Modell Mit einem radioaktiven Teilchenstrahl wollte der britische Physiker Ernest RUTHERFORD (1871 – 1937) die Atome einer sehr dünnen Gold-Folie untersuchen. Wenn die Atome massive Objekte (lt. dem Rosinenkuchen-Modell / THOMSONschen Atom-Modell) sind, dann müssten sie den radioaktiven Teilchenstrahl eigentlich absorbieren. Eventuell wäre auch eine glatte (gedämpfte) Durchstrahlung denkbar. Bei seinen Versuchen stieß RUTHERFORD (1911) auf ein seltsames Phänomen. Der Großteil der Strahlung ging glatt durch die Gold-Folie hindurch. Daneben zeichneten sich links und rechts neben dem Durchstrahl-Punkt weitere Einzelstrahlen mit geringer Intensität und mehr zufälliger Verteilung ab. Exkurs: RUTHERFORDs Experiment Als Strahlen-Quelle (1) benutzte RUTHERFORD radioaktives Blei. Dieses strahlt -, - und -Strahlen aus. Durch ein elektrisches Feld hinter der Austrittsöffnung werden die Strahlen zum negativen Pol und die -Strahlen zum positiven Pol abgelenkt. Die Strahlen fliegen weitgehend unverändert weiter. Für das Experiment werden die Strahlen (3) benutzt. Sie werden innerhalb einer abgedunkelten Experimentier-Kammer auf eine extrem dünne GoldQ: de.wikipedia.org (Sundance Raphael) Folie (5) gelenkt. Gold war zur der Zeit, das Metall, was man sehr dünn auswalzen und hämmern konnte. Die Folie bestand aus ungefähr 1000 Atom-Schichten. Die durchgelassenen oder gestreuten -Teilchen wurden dann von einem Film-Material (4) aufgefangen, wo sie einen schwarzen Fleck hinterlassen. Das Film-Material wurde ringförmig um die Gold-Folie (Aufstrahl-Punkt (6)) angebracht. oben: Erwartung nach dem THOMSON-Modell unten: Erklärungsversuch von RUTHERFORD Q: de.wikipedia.org (Fastfission) BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 80 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre RUTHERFORD folgerte nun, dass die Atome gar nicht massiv seien. Scheinbar bestanden sie aus kleinen, massiven Zentralpunkten, welche die Strahlung zu einem bestimmten Anteil ablenkten. Der Rest des Atoms war einfach nur leerer Raum. Durch diesen konnte sich die Strahlung ungehindert bewegen. Im Jahr 1906 konnte RUTHERFORD dann auch die Größenverhältnisse sehr genau ermitteln. Der Kern hat danach einen Durchmesser von ungefähr 10-10 m (= 10 pm = 0,0001 µm). Die Hülle hat einen rund zehntausendmal größeren Radius (Unterschied: fünf Größenordnungen). Stellt man sich einen Atomkern in Kirschkerngröße (d = 0,5 cm) vor, dann wäre die Hülle so groß (d = 300 m), dass das RUTHERFORDsches Atom-Modell Rote Rathaus von Berlin gut darin Platz finden würde. Q: de.wikipedia.org (Night Ink) Das Volumen des Kerns ist somit nur rund ein Billiardenstel (1/1015) der Hülle. Hätte ein Atom z.B. eine Ausdehnung wie ein Schreibtisch, dann wäre der Atom-Kern (≈0,1 mm) noch kleiner als ein Druck-Punkt (≈0,2 mm) Über seine Experimente konnte RUTHERFORD weiter ermitteln, dass der Kern positiv geladen ist und die Hülle die entgegengesetzte negative Ladung gleicher Größe besitzt. Die positiven Ladungen im Atomkern ordnete er den Protonen zu. Ein Schüler von Joseph John THOMSEN – der englische Physiker Francis William ASTON (1877 – 1945) entwickelte aus einer Kathodenstrahl-Röhre und einem zusätzlichen äußeren magnetischen Feld ein sogenanntes Massen-Spektrometer. Die in der Kathodenstrahl-Röhre verdampften Ionen der Stoff-Probe wurden im elektrischen Feld der Röhre beschleunigt. Der Ionen-Strahl wurde dann durch das magnetische Feld abgelenkt. Leichte Ionen (Elemente / Isotope) wurden relativ stark abgelenkt und trafen zuerst auf eine Photo-Platte (bzw. einen anderen Detektor). Die schwereren Ionen landeten weiter hinten auf dem Nachweis-Mittel. Mit Hilfe des Massenspektrometers konnte man nun Stoff-Gemisch untersuchen und deren Atom-Zusammensetzung bestimmen. Daneben ließen sich die Massen der abgelenkten Teilchen exakt berechnen. Exkurs: ASTONs Massen-Spektrometer THOMSONs Massenspektrometer (Nachbau) Q: de.wikipedia.org (Jeff Dahl) BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 81 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Obwohl man nun festgestellt hatte, dass die Atome gar nicht unteilbar sind, behielt man den Namen bei. Im Modell von RUTHERFORD umkreisten die Elektronen den Atomkern. Dies war schon deshalb notwendig, weil sonst die negativen Elektronen in den positiven Kern stürzen würden (COULOMB-Kraft als Zentripetalkraft). Nur durch eine entsprechend schnelle Kreisbewegung und die daraus resultierende Zentrifugalkraft ließ sich zu dieser Zeit der stabile Aufenthalt der Elektronen in der Hülle erklären. Mit den Bahnen konnte man nun auch die Absorption bzw. die Emission (Abstrahlung) von Energie durch die Elektronen (Atome) RUTHERFORDsches Atom-Modell zu mindestens teilweise erklären. Nahmen die ElektroQ: de.wikipedia.org (Cburnett) nen Energie von außen auf (Absorption), dann mussten sie sich – bedingt durch die nun höhere Energie – schneller und höher (weiter entfernt vom Kern) bewegen. Nach einer Energieabgabe konnten sie eine Bahn dichter am Kern einnehmen. Zu dieser Theorie standen aber die vollständigen / genauen Emisions- und Absorptions-Spektren der Atome im Widerspruch (BALMER, LYMAN und andere). Sie zeigten je nach Atom immer nur bestimmte Farb-Linien. Eine Farblinie steht dabei immer für eine bestimmte Energiemenge. Auch die PLANCKschen Erkenntnisse von der Quantelung der Energie widersprachen dem RUTHERFORDschen Atommodell mit den – frei in der gesamten Hülle beweglichen – Elektronen und wurden ebenfalls durch die Spektren gestützt. das BOHRsche Atom-Modell Im weiterentwickelten Atom-Modell (1913) von Niels BOHR (1885 – 1963) durften sich die Elektronen nur noch auf bestimmten Bahnen bewegen. So konnte er die definierten Energiesprünge der Elektronen erklären. Die Bahnen umgeben den Kern in definierten KugelOberfächen (Kugel-Hüllen). Die Elektronen befinden sich nach BOHR auf sogenannten Schalen. Jede Schale konnte eine bestimmte Anzahl von Elektronen aufnehmen. Wegen der energetischen Stabilität werden immer zuerst die inneren (Energie-ärmeren) Schalen besetzt. Die Atome streben zudem immer eine Vollbesetzung der Schale mit Elektronen an. Der vollbesetzte Zustand ist immer besonders stabil. Die Edelgase sind genau die Elemente, bei denen die Atome mit vollbesetzten Außen-Schalen versehen sind. Zur Berechnung der maximalen Anzahl Elektron 1 2 3 nen, die auf eine Schale 2 8 18 max. e 2 2 2 passen eignet sich die 2*1 2*2 2*3 Formel: max. Gesamt- Nmax [e ] = 2 n 2 Anzahl e 2 10 28 BOHRsches Atom-Modell für das Wasserstoff-Atom Q: de.wikipedia.org (JabberWok) 4 32 2*4 60 2 5 50 2*5 2 110 6 72 2*6 2 182 7 98 2*7 … … 2 270 n … Schalen-Nummer / Haupt-Quantenzahl N … Anzahl der Elektronen auf der Schale BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 82 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Mit den verschiedenen teilweise besetzten Außen-Schalen anderer Elemente ließen sich nun auch viele charakteristische chemische Vorgänge erklären. BOHR definierte eine erste Quantenzahl – die Haupt-Quantenzahl – als eine charakteristische Eigenschaft von bewegten Elektronen in einer Atom-Hülle. Die verschiedenen HauptQuantenzahlen stehen für die unterschiedlichen Haupt-Energieniveaus der Elektronen. Mit der Haupt-Quantenzahl n lässt sich die Zuordnung der Elektronen zu Schalen tätigen. Für n sind die Zahlen 1 bis 7 zugelassen. Die entsprechend den Schalen K bis Q. Im Periodensystem der Elemente (Abk.: PSE) finden wir die BOHRsches Atom-Modell Schalen als Zeilen wieder. Die Zeilen-Nummer für ein Chlor-Atom entspricht den maximal besetzten Schalen. Alle Q: commons.wikimedia.org (Sundance Raphael) Elemente einer Zeile im PSE besitzen somit die gleiche äußere Schale. Ganz oben (Zeile 1 mit Wasserstoff und Helium) ist die Schale K repräsentiert. Dadrunter folgen dann L, M usw. usf. Für das Wasserstoff-Atom konnten die verschiedenen Schalen über die aufgezeichneten Linien-Spektren nachgewiesen werden. Jede Linie im Linien-Spektrum entspricht nach der Formel: E=h* bzw. E=h*f λ .. Wellenlänge f .. Frequenz E .. Energie-Zustände des Elektrons .. (ny) Wellenzahl h .. PLANCKsches Wirk-Quantum einem bestimmten Energie-Wert. Nimmt ein Elektron eine bestimmte Energie-Menge auf, dann springt es von einer inneren auf eine äußere Schale. Die Energie wird von dem Elektron absorbiert. Dabei wird der anregenden Strahlung genau die Spektral-Linie entzogen, die für die absorbierte Energie-Portion steht. Für jedes Elektron sind nur wenige definierte Sprünge möglich. Im Ergebnis erhält man ein AbsorptionsSpektrum, in dem die absorbierten Linien fehlen. Das Muster der fehlenden Linien ist für jedes Element charakteristisch – es entspricht einem Fingerabdruck. Da jedes Atom einen möglichst Energiearmen Zustand anstrebt, springt das angeregte Elektron irgendwann wieder zurück auf eine innere (Energie-ärmere) Schale. Dabei gibt es die überschüssige Energie ab. Die Menge entspricht genau der früher absorbierten Energie. Die überschüssige Energie wird als Strahlung emittiert (abgegeben). BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 83 - Erklärung der Entstehung von RÖNTGENStrahlung mit dem Atom-Modell von BOHR Q: commons.wikimedia.org (Cepheiden) Absorptions-Spektrum (hier Natrium) (c,p) 2009-2013 lsp: dre Nun erscheinen im leeren Spektrum genau die Linien, die im Absorptions-Spektrum fehlten. Emissions-Spektrum (hier Natrium) Absorptions- und EmissionSpektrum ergeben zusammen ein kontinuierliches Spektrum. Henry MOSELEY (1887 – 1915) fand 1913 heraus, dass die Elemente jeweils eigene – für sie typische – Spektral-Linien für jeden einzelnen Elektronen-Übergang besaßen. Eigentlich gleiche Schalen-Übergänge (z.B. erste Linie der K-Serie) unterschieden sich bei jedem Element. Er fand einen quadratischen Zusammenhang zur Kernladungs-Zahl des jeweiligen Elements (MOSELEYsches Gesetz). f .. Frequenz c .. Lichtgeschwindigkeit fR .. RYDBERG-Frequenz Zeff .. effektive Kernladungszahl (= Z – S) S .. Abschirmungs-Konstante n .. Haupt-Quantenzahl (der Zustände) Aufgrund dieses Zusammenhanges konnten einige Elemente – entgegen der steigenden Atom-Masse – neu sortiert werden. Dies betraf z.B. Iod (126,9I) und Tellur (127,6Te). Durch die – aus den Spektral-Linien abgeleiteten – Kernladungs-Zahlen ergab sich nun die Reihenfolge 52Te vor 53I. Aufgaben: 1. Finden Sie weitere Umordnungen (nach den heute bekannten KernladungsZahlen), bei denen vom Ordnungs-Prinzip der steigenden Atom-Masse abgewichen wurde! 2. Wieviele Elektronen würden auf der 8. Schale des BOHRschen AtomModells Platz finden? Bis zu welcher Ordnungszahl könnte man damit kommen? U.U. wird die Energie in kleineren Portionen abgegeben, deren Summe entspricht aber genau dem Gesamt-Energie-Sprung. Bei der Untersuchung von Strahlungen, die von einer mit Wasserstoff gefüllten HochenergieRöhre ausgingen, konnten verschiedene Gruppen Energie-Übergängen beobachtet werden. Nun konnte man diese Linien-Serien definierten Energie-Sprüngen zwischen bestimmten Schalen zuordnen. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 84 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Exkurs: Licht und Energie Licht ist eine Form der elektromagnetischen Strahlung. Im gesamten Spektrum der elektromagnetischen Strahlung nimmt das sichtbare Licht nur einen sehr kleinen Bereich ein. Das optische Spektrum umfasst die Farben des Regenbogens. Die Wellenlängen ((lamda)) des Lichtes bewegen sich von 400 nm beim violetten Licht bis fast 700 nm beim roten. Über die Beziehung: c = * f ; c .. Ausbreitungsgeschwindigkeit [Material- / Medien-abhängig] 8 (z.B. Lichtgeschwindigkeit im Vakuum = 2,998 * 10 m/s) lässt sich eine Kopplung von Frequenz (f) und Wellenlänge herstellen. Das kurzwellige violette Licht hat eine relativ hohe Frequenz von 0,8 PHz (P = Peta = 1015). Im Gegensatz dazu hat das langwellige rote Licht eine relativ kleinere Frequenz um die 0,4 PHz. Insgesamt ist es nur ein schmales Frequenzband – welches aber für uns Menschen und die Natur von herausragender Bedeutung ist. Q: de.wikipedia.org (Horst Frank + Phrood + Anony) In der Physik stellt Licht eine dimorphistische Struktur dar. Zum Einen ist es Welle - nachweisbar z.B. mit Brechungsversuchen an optischen Gittern. Lichtstrahlen zeigen Beugungsmuster und Interferenzen – beides Zeichen für Wellen. Zum Anderen kann Licht auch Teilchen-Charakter haben. Wir sprechen dann von Photonen – den Lichtteilchen. Nachgewiesen kann der Teilchen-Charakter mit dem äußeren lichtelektrischen Effekt (Herauslösung von Elektronen aus Metallen durch Licht). Ein weiterer Hinweis auf den Teilchencharakter des Lichtes ist der COMPTON-Effekt (Beeinflussung freier Elektronen durch Photonen Photonen und Elektronen verhalten sich wie Teilchen). Für die Biologie ist vornehmlich die im Licht enthaltene Energie interessant. Man kann diese über: E = h * f ; h .. PLANCKsches Wirkungsquantum = 6,626 * 10-34 J s E = h * ; .. (sprich: nü) Wellzahl; auch für die Frequenz (f) verwendet berechnen. Kurzwelliges / hochfrequentes Licht hat also eine höhere Energie als langwelliges / niederfrequentes. Weißes Licht ist ein gleichmäßiges Gemisch aller Spektralfarben (kontinuierliches Spektrum). Nachfolgend vereinfacht auf fünf Farben des Regenbogens. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 85 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Die Energieauf- und –abgabe stellt man sich an Atomen und dementsprechend in Molekülen / Stoffen ungefähr so vor: Die Elektronen eines Atoms bewegen sich auf Bahnen (Schale, besser Orbitalen) um den Kern. Die Energie des Elektrons bestimmt den Abstand zum Kern. Je höher die Energie, umso weiter ist das Orbital vom Atomkern entfernt. Wird einem Atom Energie zugeführt, dann können die Elektronen diese Ausgangssituation Bestrahlung der Elektronen u.U. aufnehmen (absorbieren). Dabei steigen sie vom Grundzustand auf eine höhere Elektronenschale (angeregter Zustand). Für jedes Elektron sind nur bestimmte Sprünge (zu anderen (definierten) Schalen) zugelassen. Es sind nicht etwa beliebige kontinuierliches Spektrum Zwischenwerte zulässig, sondern immer nur bestimmte Vielfache eines Quants. Die Sprünge entsprechen praktisch bestimmten Lichtfrequenzen. Bei Absorptionen werden aus dem eingestrahlten Licht bestimmte Spektrallinien herausgefiltert – diese entsprechen genau den absorbierten Energiequanten. Im restlichen Spektrum – das jetzt speziell als Absorptions-Spektrum bezeichnet wird, fehlen dann diese Lichtanteile. Das angeregte Elektron ist nun bestrebt wieder seinen normalen Energiezustand zu erreichen. Dies geht nur, wenn die überschüssige Energie abgestrahlt (emittiert) wird. Beim Emittieren der Energie werden wieder nur bestimmte Spektralfarblinien sichtbar – genau die Farben, die der abgestrahlten Energie entsprechen. Absorbierte und emittierte Energie sind im Normalfall gleich (Resonanz). Dies bedeutet, die Lichtfarbe Absorption (hier des blauen Anteils) (Lichtfrequenz, Wellenlänge) die ein Elektron usw. absorbiert, wird auch wieder von ihm emittiert. Die Spektrallinien sind für jedes Atom bzw. bestimmte Atomgruppen charakteristisch. Deshalb werden die Spektrallinien vielfach für qualitative Analysen (z.B. FlammenAbsorptions-Spektrum (hier für Natrium) färbung) benutzt. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 86 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Die Beobachtung der emittierten Strahlung ist relativ einfach zu bewerten, da die emittierten Farben den Energien entsprechen. Ev. treten auch Mischfarben auf (additative Farbmischung). Schwieriger ist die optische Bewertung von Absorptionsspektren. Die fehlenden Farbanteile bewirken eine Beobachtung der Komplementärfarbe (subtraktive Farbmischung). Ein menschlicher Beobachter sieht bei AbsorptionsSpektren die Komplementärfarbe zu den absorbierten Farbanteilen. Typische Farb- und Komplementärfarbe-Paare sind: gelb / violett, purpur / grün sowie türkis / rot. Unter bestimmten Umständen wird die Energie schrittEmmission (hier blaues Licht) weise abgegeben (Fluoreszenz). Voraussetzung sind definierte Orbitale zwischen dem angeregten Zustand und dem Grundzustand. Die resultierenden Spektralfarben sind wegen der geringeren Energie (für die kleineren Sprünge) zum langwelligeren Licht Emissions-Spektrum (hier von Natrium) hin verschoben. Die meisten Fluoreszenzen funktionieren mit ultraviolettem Licht (sehr energiereich). Dieses Licht ist nicht sichtbar, da dessen Frequenzen höher sind als die des violetten Lichtes (bzw. eine noch kürzere Wellenlänge haben). Die absorbierte Energie wird nicht in einer Portion abgegeben, dann würde auch wieder ultraviolettes Licht abgestrahlt werden, sondern die Energie wird in kleineren Portionen emittiert. Die abgestrahlten TeilEnergien entsprechen oft Frequenzen im sichtbaren Bereich (hier modellhaft). Der Stoff leuchtet nach einer Anregung mit UV-Licht in sichtbaren Farben. Dies Prinzip wird z.B. auch bei der Fluoreszenz Echtheitsprüfung von Geldscheinen mit dem Geldscheintester genutzt. Dieser enthält eine kleine UV-Leuchtstoffröhre. Internet-Links: BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 87 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Jedes Element zeigt bei einer entsprechenden Untersuchung jeweils nur bestimmte Linien (Emissions-Spektrum). Für das Wasserstoff-Atom sind die Linien und Linien-Gruppen besonders gut untersucht Dabei treten in Abhängigkeit von der eingestrahlten Energie bestimmte Gruppen / Serien von Linien auf: LYMAN-Serie (im UV-Bereich (ultraviolett)) BALMER-Serie (im sichtbaren Bereich (Linien machen zusammen das blaue Leuchten einer Wasserstoff-Flamme aus!)) PASCHEN-Serie (im infraroten Bereich (IR-A)) BRACKETT-Serie (im infraroten Bereich (IR-B)) PFUND-Serie (im infraroten Bereich (IR-B)) Die Linien in den Spektren lassen sich eindeutigen Energie-Sprüngen zuordnen. Kombiniert man die Serien, dann erhält man ein Bild von den möglichen EnergieNiveaus im WasserstoffAtom. Nur auf diesen Energie-Ebenen können sich die Elektronen aufhalten. Die dazwischenliegenden Bereichen scheinen tabu zu sein. Die Energie-Niveaus entsprechen den Schalen im BOHRschen Atom-Modell. Für Elemente mit mehreren oder vielen Elektronen in der Atom-Hülle konnte das Wasserstoff-Modell nicht bestätigt werden. Seltsamerweise zeigten sich für solche Elektronen, die eigentlich gleichartig sein sollten, energetische Unterschiede. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx mögliche Elektronen-Übergänge (Term-Schemata) für Wasserstoff Q: de.wikipedia.org (Cepheiden) - 88 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Statt der wenigen theoretisch erwarteten Übergänge gab es wesentlich mehr praktisch beobachtete (Atom-Spektren). Die Vorstellung der gemeinsamen Nutzung von Elektronen in gerichteten Bindungen (z.B. der Atom-Bindung) konnte mit den Planeten-artig um den Atom-Kern kreisende Elektronen ebenfalls nicht erklärt werden. Die Elektronen müssten dann quasi zwischen den BindungsPartnern im Raum schweben. Die große Vielzahl von Linien konnte man nur erklären, wenn man noch mehr Schalen zuließ. das BOHR-SOMMERFELDsche Atom-Modell Mit dem deutschen Physiker Arnold SOMMERFELD (1868 - 1951) entwickelte BOHR sein Atom-Modell weiter, um die ungenügende Übereinstimmung des alten Modells mit den Messwerten von größeren (komplexeren) Atomen zu erklären. Im BOHR-SOMMERFELDschen Atom-Modell (1915/1916) konnten bestimmte Elektronen elliptischexzentrische Bahnen einnehmen. Hiermit ließen sich verschiedene chemische und physikalische Eigenschaften (z.B.: Feinstruktur des Spektrums) deuten. Auch heute ist gerade das BOHRBOHR-SOMMERFELDsches Atom-Modell SOMMERFELDsche Atom-Modell dazu Q: de.wikipedia.org (Cepheiden) geeignet, die Zusammenstellung der Elemente im Periodensystem recht gut zu erklären. Trotzdem gab es immer noch verschiedene – offensichtliche – Diskrepanzen zwischen Realität und Modell. Besonders die verschieden Symmetrien und Strukturen ließen sich nicht so recht erklären. Eine erste kleine Verbesserung des Modells zur Bewegung der Elektronen ging von KIMBALL aus. Er postulierte AufenthaltsRäume für die Elektronen, in denen diese gewissermaßen verschmiert vorkommen sollten. Die Räume sollten dabei Kugeln entsprechen. Dieses Atom-Modell wird deshalb häufig auch als Kugelwolken-Modell (KIMBALLsches Kugelwolken-Modell) oder wegen der postulierten räumlichen Anordnung der Wolken als Tetraeder-Modell bezeichnet. SOMMERFELD führte zur feineren Differenzierung der Elektronen-Eigenschaften und –Bewegungen die Neben-Quantenzahl Kugel-Wolken-Modell ein. Die Neben-Quantenzahl l ist eine natürliche Zahl zwischen 0 von KIMBALL und n-1. Die Neben-Quantenzahl bestimmt die Anzahl möglicher Unter-Orbitale sowie deren räumliche Form. Bei der Überprüfung des RUTHERFORDschen Atom-Modells durch Walther BOTHE und seinen Studenten Herbert BECKER fanden diese eine neuartige Energie-reiche Strahlung. Sie hatten Beryllium mit -Teilchen bestrahlt. Außer dem erwarteten Bor erhielten sie noch das Element Cohlenstoff. Die beobachtet Strahlung hatte gewissen Parallelen zur -Strahlung, aber auch deutlich andere Eigenschaften (z.B. keine Ladung). Erst Jahre später konnten die ungewöhnlichen Eigenschaften der "Beryllium-Strahlung" aufgeklärt werden. James CHADWICK (1891 - 1974) gelang der Nachweis, dass es sich bei der Strahlung um Teilchen handelte, die genauso schwer wie Protonen waren. Sie verhielten sich aber elektrisch neutral. Er nannte die Teilchen deshalb Neutronen. 1935 bekam CHADWICK für seine Entdeckung den NOBEL-Preis für Physik. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 89 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre die SCHRÖDINGER-Gleichung Für die Berechnung der Energie-Zustände und –Orbitale benutze SCHRÖDINGER eine – später nach ihm benannte – sehr kompliziert zu berechnende – Gleichung (SCHRÖDINGERGleichung; SCHRÖDINGER-Funktion). Mit an der Entwicklung der Vorstellung über das Verhalten der Elektronen im Atom war auch der Franzose Louis-Victor BROGLIE. auf die Erklärung der Formelzeichen verzichten wir hier, da diese Erklärungen wieder erklärt werden müssten, Interessenten nutzen wikipedia od. die Literatur SCHRÖDINGER verwendete in seiner Gleichung insgesamt vier Quantenzahlen zur Beschreibung der Elektronen-Eigenschaften und Bewegungen. Aus den Berechnungen ergaben sich ganz konkrete Aufenthalts-Wahrscheinlichkeiten für die jeweils berechneten Elektronen im Atom-Hüllen-Raum (Wahrscheinlichkeits-Funktion). Diese Aufenthalts-Wahrscheinlichkeiten entsprechen bildlich Wolken. Sie wurden Orbitale genannt. Die Wolken konnten die gleiche Kugel-förmige, aber auch eine abweichende Form haben. Die SCHRÖDINGERschen Orbitale sind das gängige Hüllenmodell der Atome für die moderne Chemie. Bestimmte Orbitale haben auch andere Formen, die deutlich von der ineinander geschachtelte Orbitale Kugel-Hüllen-Form abweichen – dazu (s-Orbitale) von zwei Schalen (Atom-Kern: blau) später mehr. Die gleichartigen bzw. gleichförmigen Orbitale von unterschiedlichen Energie-Niveau (Elektronen-Schalen) kann man sich immer ineinander geschachtelt vorstellen. Mit den Orbitalen lassen sich Bindungen und ihre räumliche (sterische) Anordnung klären. Um weitere physikalische und chemische Merkmale von Atomen und Stoffen zu deuten, wurden die AtomModelle immer weiter entwickelt. Hier verlassen wir aber eigentlich den Bereich der Chemie und kommen zur Orbital-Modell (Orbitale; Beispiele) reinen Physik. Q: de.wikipedia.org (Benjah-bmm27) BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 90 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Praktisch kommt es zur Aufspaltung der Schalen (HauptOrbitale) in feinere (Neben)Orbitale. Die einzelnen Orbitale der verschiedenen HauptQuantenzahlen überlappen sich. Dies hat später Konsequenzen für die Belegung der Orbitale mit Elektronen. Da immer zuerst die Energieärmeren Orbitale besetzt werden (Energie-Prinzip), kann es also passieren, dass zuerst ein Orbital einer höheren Haupt-Quantenzahl (z.B. 4s) belegt wird, bevor das Energie-höhere Orbital einer kleineren Haupt-Quantenzahl (z.B. 3d) genutzt wird. Mit dem neuen Atom-Modell konnte man nun auch endlich die ungewöhnliche IonenBildung vieler NebengruppenElemente erklären. Darauf wollen wir hier aber nicht weiter eingehen, da in organischen Substanzen nur sehr wenige Nebengruppen-Elemente vorkommen. Für die organische Chemie sind Orbitale und ihre Formen aber für die Erklärung des Baus und der auftretenden Bindungen in den Stoffen sehr wichtig. Zwischen den verschiedenen Orbitalen können nun auch viel mehr Sprünge stattfinden. So lassen sich dann auch die Unmengen von Linien in den Spektren für die einzelnen Elemente erklären. das Wellen-mechanische Atom-Modell Zusammengefasst haben wir im SCHRÖDINGER-SOMMERFELD-BOHRschen Atom-Modell – kurz als Wellen-mechanisches Atom-Modell bezeichnet – vier Elektronen-Eigenschaften (Quantenzahlen), die jeweils verschiedene Aspekte der Elektronen-Bewegung in der AtomHülle beschreiben: Haupt-Quantenzahl Haupt-Energieniveaus BK_SekII_allgChem_BioEL.docx n Schale 1 K - 91 - 2 L 3 M 4 N 5 O 6 P 7 Q … … (c,p) 2009-2013 lsp: dre Neben-Quantenzahl Neben-Energieniveaus l Orbital Benennung Orbital Form Magnet-Quantenzahl (RichtungsQuantenzahl) 0 s 1 p 2 d 3 f sharp principal diffuse fundamental s Kugelförmig 4 g p d Hantelförmig gekreuztDoppelhantelförmig m Zustand 0 1 s Zustand -½ +½ 2 3 5 h … … … f Rosettenund Sternförmig … … … 4 Richtung der NebenOrbitale Spin-Quantenzahl Eigendreh-Richtung (Dreh-Impuls) der Elektronen Die einzelnen Orbitale sind im Atom ineinander geschachtelt. Beispielhaft ist dies in der nebenstehenden Abbildung für die d-Orbitale gezeigt. Die Orbitale sind – bis auf die Ausnahme dz2 gekreuzt Hantel-förmig. In Kombination aller Orbitale ergibt sich dann eher das Bild eines Morgensterns. Der – extrem kleine – Atom-Kern liegt jeweils im Koordinaten-Ursprung. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx einzelne und kombinierte d-Orbitale Q: de.wikipedia.org (Sven) - 92 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Orbital-Formen für ein idealisiertes Wasserstoff-Atom erstellt mit Sciface MuPAD V.2.5 s-Orbitale (verschiedene Haupt-Quantenzahlen) 1s 2s 3s p-Orbitale einer Haupt-Quantenzahl px py pz dxy dyz dxz dx2-y2 dz2 d-Orbitale einer Haupt-Quantenzahl BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 93 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre f-Orbitale einer Haupt-Quantenzahl fx fy fz fx fy fz fx Der – extrem kleine – Atom-Kern liegt immer im Zentrum der Figuren! interessante Links: http://www.orbitals.com/orb/index.html (mit freiem Orbital-Viewer-Programm) http://www.orbitals.com/orb/orbtable.htm (alle Orbital-Arten in einer Übersicht) Aufgabe: Beschreiben Sie die Form eines g- oder h-Orbitals! BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 94 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre das Quanten-mechanische Atom-Modell Werner HEISENBERG gelang es, aus den gemessenen Spektren mathematisch-physikalische Zusammenhänge herauszufiltern und in physikalischen Gesetzen zu formulieren. Heraus kam ein Formel-Konglomerat für Frequenz, Energie, Intensität und Polarisation. Eine wichtige Erkenntnis von HEISENBERG war auch Atom-Modell das Feststellen eines prinzipiellen Mess-Problems beim Q: de.wikipedia.org () Untersuchen von Elektronen. Während Physiker bei großen Körpern mit ihren Messgeräten praktisch keine Beeinflussung am Beobachtungsgegenstand hervorriefen, sah dass bei den extrem kleinen Elektronen ganz anders aus. Nehmen wir z.B. die Messung der Geschwindigkeit eines Autos. Beim sogenannten "Blitzen" wird ein Laser-Strahl auf das Auto gerichtet und die Veränderung der Reflexion-Zeiten wird zur Geschwindigkeits-Berechnung benutzt. Der Laser-Strahl ist energetisch so schwach, dass die Geschwindigkeit nicht beeinflusst. Trifft die gleiche Energie aber ein einzelnes Elektron, dann bewirkt dies eine deutliche Veränderung der Eigenschaften, z.B. eben auch der Geschwindigkeit. Somit ist nicht mehr sauber feststellbar, handelt es sich um die originalen Eigenschaften des Elektrons oder um die durch den "Mess-Strahl" beeinflussten. Ähnlich sieht es aus, wenn man irgendeine energetische (Teilchen-lose) Methode anwendet. Die eingestrahlten Energien wirken auch immer auf die Elektronen. Auch hier lässt sich nicht sauber zwischen echten und induzierten Eigenschaften unterscheiden. Mit verschieden Eigenschaften, die man ev. gleichzeitig messen oder wissen will, verhält es sich praktisch genauso. Die Physik hat dieses Problem z.B. bei der häufig gewünschten Bestimmung von Position und Bewegung eines Elektrons. In dem Schnitt durch zwei 20%-Orbitale (je Augenblick, wo die Position eines Elektrons ermittelt 200 von 1.000 Elektronen-Positionen) wird, kann nicht ausgeschlossen werden, dass dabei die Geschwindigkeit verändert wurde. Also kann die Positions-Bestimmung nicht gleichzeitig auch zur Bestimmung der Geschwindigkeit (des Impulses) benutzt werden. Bei der umgedrehten Bestimmung verhält es sich prinzipiell genauso. HEISENBERG formulierte diese Unbestimmbarkeit als UnschärfeRelation (Unbestimmtheits-Relation). Nun verstand man Elektronen nicht mehr als Objekte auf festen Bahnen sondern als Teilchen, die sich mit einer bestimmten Wahrscheinlichkeiten an bestimmten Stellen in der Hülle aufhalten. Erfasst man die Positionen eines Elektrons über eine längere Dauer (praktisch geht das nicht, als Ersatz werden einfach sehr viele Elektronen vermessen), dann ergibt sich eine Wolke solcher Aufenthaltsorte. In einigen Bereichen Schnitt durch zwei 40%-Orbitale dieser praktisch unendlich großen Wolke – die man Orbital nennt - hält sich das Elektron mit einer bestimmten Wahrscheinlichkeit auf. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 95 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Wenn man z.B. eine Aufenthalts-Wahrscheinlichkeit von 50% ansetzt, dann erhält man einen Bereich – einen Wolken-Ausschnitt – in der sich das Elektron statistisch bei jeder zweiten Messung befindet. Je größer man den Wahrscheinlichkeitswert wählt, umso diffuser wird die Wolke. Dafür erfasst man aber auch fast alle möglichen Orte und damit die Gesamt-Größe und –Form des Orbitals. Die Verwendung einer 100%igen AufenthaltsWahrscheinlichkeit ist nicht möglich. Theoretisch könnte sich von einem Atom auf der Erde ein Elektron auch auf dem Jupiter befinden. Die Wahrscheinlichkeit ist aber super extrem gering – mit anderen Worten super extrem unwahrscheinlich. Die Möglichkeit besteht aber und darf deshalb bei einer 100%igen Betrachtung nicht vernachlässigt werden. Je kleiner die Aufenthalts-Wahrscheinlichkeit gewählt wird, umso näher kommt man zu einer Fläche und umso weniger Elektronen befinden sich genau auf dieser Fläche. In den meisten Fällen benutzt man heute als Kompromiß AufenthaltsWahrscheinlichkeiten um die 80 %. So kann man die überwiegende Anzahl der Elektronen erfassen und die Form und Begrenzungen ausreichend genau charakterisieren. Weiterhin kommt es bei dieser Wahrscheinlichkeit zu relativ wenigen Überlagerungen der einzelnen Orbitale. In einem der weiteren Schritte der Entwicklung der Atom-Modelle erkannte (CHADWICK) das Neutron als neutrales Elementarteilchen im Atom-Kern. Mit Neutronen ließ sich nun erklären, dass so viele positive Teilchen im Kern so harmonisch miteinander zurechtkamen. Die Neutronen verstehen wir heute als Kitt-Masse des Atom-Kerns. Sie halten die Protonen zusammen und bestimmen mit den Protonen den wesentlichen Teil des Atomgewichts. Ein Proton wiegt praktisch fast genau so viel, wie ein Proton – also 1,67 * 10-24 g. Die Anzahl der Protonen bestimmt die Kernladungszahl und damit die Element-Art. Atome mit der gleichen Kernladungszahl bilden ein Element. Schnitt durch zwei 60%-Orbitale Schnitt durch zwei 80%-Orbitale Schnitt durch zwei 98%-Orbitale BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 96 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 4.1.1. (neue) Stoff-bezogene Begriffe aus der Atom-Welt In den Kernen können aber unterschiedliche Anzahlen von Neutronen vorkommen. Da die Neutronen genauso schwer wie Protonen sind, bestimmen sie die Atom-Masse ebenfalls mit. Atom-Kerne eines Elements mit unterschiedlichen Neutronenzahlen sind also auch unterschiedlich schwer. Solche unterschiedlichen Atome nennen wir Isotope. Manche ProtonenNeutronen-Kombinationen sind instabil. Sie zerfallen spontan unter Abstrahlung von kleineren Einheiten. Eine solche Einheit kann z.B. ein Helium-Kern sein (-Teilchen). Wenn instabile Atomkerne zerfallen, dann kann also radioaktive Strahlung entstehen. Meist zerfallen die radioaktiven Kerne in kleinere – aber stabile – Atom-Kerne. So entstehen neue Elemente. Durch Beschuss mit Neutronen kann man den Zerfall von Atom-Kernen forcieren. Andere Kombinationen aus Protonen und Neutronen sind sehr stabil. Sie bilden die stabilen oder langlebigen Isotope. Diese zerfallen erst in sehr langen Zeiteinheiten (Halbwertszeiten über 10 10 Jahre). Beispielhaft soll hier die Nuklid-Karte für die kleinen – besonders für Lebewesen wichtigen – Atome gezeigt werden: Q: http://atom.kaeri.re.kr/ton/nuc6.html In den nachfolgenden Jahrzehnten bis heute konzentriert man sich nun auf die Erforschung der Elementarteilchen selbst. Wie sind sie aufgebaut und wie interagieren sie. Letztendlich suchen die Physiker eine Weltformel (TOE, Theory of Everything, Theorie von Allem), mit der sie die großen physikalischen Phänomene (Gravitation, Elektro-Magnetismus, Schwache und starke Wechselwirkungen) gemeinschaftlich beschreiben können. Mit diesem hätten wir dann auch mit großer Wahrscheinlichkeit ein endgültiges Atom-Modell. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 97 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Aufgaben zur Nuklid-Karte: 1. Wieviele Isoptope sind für das Element Cohlenstoff bekannt? 2. Wieviele Isotope haben eine Atommasse von 12 u? Nennen Sie diese und notieren Sie das Symbol einschließlich der Kernladungszahl und der Massenzahl! 3. Kann man Gold aus Nicht-Gold bzw. Nicht-Gold-Verbindungen herstellen? Begründen Sie Ihre Meinung! Element Alle Atome mit gleicher Kernladungs-Zahl bilden ein Element. Es zählen also nur die Protonen im Atom-Kern. Sie müssen bzw. sind bei einem Element immer in der gleichen Anzahl vorhanden (sein). weiterhin kann ergänzend die bisher verwendete Definition benutzt werden: Chemisch lassen sich Elemente nicht mehr in andere (einfachere) Stoffe zerlegen. Ursprünglich stammt der Begriff von Robert BOYLE (1627 – 1697), der ein Element als einen Rein-Stoff definierte, der sich chemisch nicht mehr trennen lässt. Damit löste er 1661 die bis dahin geltende Vier-Elemente-Lehre von Feuer, Wasser, Luft und Erde ab. Definition(en): chemisches Element (submikroskopisch) Atome mit der gleichen Kern-Ladungszahl (Anzahl Protonen im Atom-Kern) bilden ein chemisches Element. Definition(en): chemisches Element (allgemeingültig) Ein (chemisches) Element ist ein Rein-Stoff, der chemisch nicht weiter zu trennen ist und nur aus Atomen mit der gleichen Kern-Ladungszahl (Anzahl Protonen im Atom-Kern) besteht. Isotop Isotope eines Elementes sind Atome mit gleicher Kernladungs-Zahl und verschiedenen Massenzahlen. Chemisch sind praktisch keine Unterschiede in den Eigenschaften feststellbar. Isotope lassen sich somit chemisch auch nicht voneinander trennen. Symbol-Schreibweise in der Chemie: Nukleonen-Zahl Protonen- od. Ordnungs-Zahl (Kernladungs-Zahl) 24 12 Mg Symbol in der Natur kommen sehr viele Elemente als Isotopen-Gemisch vor. Nur wenige Elemente bestehen nur aus einer Atom-Art. Dies sind z.B. Fluor, Natrium und Aluminium. Die Verteilung der einzelnen Isotope ist für jedes Element charakteristisch. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 98 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre da die Isotopen-Verteilung wie auch die Einzel-Mengen der Isotope in der Zeit veränderlich sind, können durch Isotopen-Messung Aussagen z.B. zum Alter gemacht werden Nukleonen-Zahl Protonen- od. Ordnungs-Zahl (Kernladungs-Zahl) 12 6 C Symbol Element Wasserstoff Cohlenstoff 14 6 C Häufigkeit [%] 99,986 0,014 10-17 Masse [u] 1 2 3 12 C C 14 C 98,89 1,11 0,00? 12 13 14 12,01 14 99,64 0,36 14 15 14,01 99,76 0,04 0,02 16 17 18 15,99 N N 15 Sauerstoff C Nuklid Isotop 1 H 2 H D 3 H T 13 Stickstoff 13 6 16 O O 18 O 17 (durchschnittliche) Atom-Masse [u] 1,008 molare Masse [g/mol] 1,008 Beim Wasserstoff haben die Isotope / Nuklide spezielle Namen und einige von ihnen besitzen sogar eigene Formelzeichen Name Nuklid / Symbol Isotop 1 leichter Wasserstoff H H 2 schwerer Wasserstoff H D superschwerer Wasser- 3H T stoff BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 99 - Benennung Protium Deuterium Tritium (c,p) 2009-2013 lsp: dre Aufgaben: 1. Übernehmen Sie die nachfolgende Tabelle und ermitteln Sie die fehlenden Einträge (s.a. Tabelle weiter oben)! Element Eisen Chlor Nuklid Isotop 54 Fe 56 Fe 57 Fe 58 Fe Häufigkeit [%] 5,8 91,6 2,2 0,4 35 75,8 24,2 Cl Cl 37 Silber 107 Ag Ag 109 Schwefel 32 S S 34 S 33 Masse [u] (durchschnittliche) Atom-Masse [u] molare Masse [g/mol] 51,8 48,2 95,0 0,8 4,2 2. Prüfen Sie die berechneten molaren Massen mit Tabellen-Werte! Definition(en): Isotop Ein Isotop ist eine Atom-Art mit einer bestimmten Anzahl von Protonen und Neutronen im Atom-Kern. Die Isotope eines Elementes besitzen immer die gleiche Anzahl Protonen, die Anzahl der Neutronen ist für jedes Isotop charakteristisch. Rein-Element bestehen nur aus einer Art Atome (nur ein Nuklid (Isotop) bekannt) z.B. Aluminium, Natrium, Fluor und Iod in der Natur relativ selten charakteristisch ist eine glatte Molare Masse / Atommasse Definition(en): Rein-Element Ein Rein-Element besteht nur aus einer Art von Atom-Kernen (immer gleiche Anzahl der Protonen und der Neutronen). Rein-Elemente besitzten nur eine Isotopen-Art. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 100 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Misch-Element bestehen aus mindestens zwei verschiedenen Isotopen, Die Atome unterscheiden sich also in der Zahl der Neutronen im Kern. Für uns an den unterschiedlichen Nukleonen-Zahlen erkennbar. charakteristisch ist eine gebrochene Molare Masse / Atommasse Definition(en): Misch-Element Elemente, die aus mehreren Isotopen bestehen sind Misch-Elemente. Molekül abgegrenztes Teilchen aus mehreren Atomen (Atom-Gruppe) bei sehr großen Teilchenanzahlen sprechen wir auch von Makro-Molekülen, hier ist nicht mehr die Einzelzahl der Atome abgezählt / definert, sondern meistens die Anzahl der Baueinheiten (z.B. -Glucose-Bausteine in der Cellulose) Definition(en): Molekül Ein Molekül ist eine abgegrenztes Teilchen atomarer Größe, dass durch eine bestimmte Anzahl von verbundenen Atomen (mindestens zwei) charakterisiert ist. Molekül-Ion geladenes Molekül Ladung oft wegen mesomerer Zustände (gleiche Formel mit verschiedenen (möglichen) Strukturen) nicht direkt einem Atom zuzuordnen chemische Schreibweise mittels eckigen Klammern um die Formel des Moleküls und Notierung der Ladung an die Klammer an die übliche Position [Cu (H20)6]2+ Hexaaqua-Cupfer(II)-Komplex Definition(en): Molekül-Ion Molekül-Ionen sind geladene Teilchen atomarer Größe (Moleküle). In den meisten Fällen ist die Ladung nicht auf ein spezielles Atom festgelegt. Die Ladung kann zeitweise auch an benachbarten Atomen lokalisiert sein. Radikal Atome oder Atom-Gruppen (auch Moleküle) mit ungepaarten (Außen-)Elektronen chemisch ungesättigt und deshalb allgemein sehr reaktiv / instabil BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 101 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Definition(en): Radikal Radiale sind Teilchen atomarer Größe (Atome oder Moleküle), die mindestens ein ungepaartes Elektron besitzen und deshalb sehr reaktiv sind. Symbol-Schreibweise in der Chemie: Cl• ein einzelnes ungepaartes Elektron Symbol •O• BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 102 - zwei ungepaarte Elektronen (c,p) 2009-2013 lsp: dre Exkurs: Atom-/Welt-Modelle der modernen Physik Atom-Physiker suchen nach ihrem eigenen "Gott". Dieser ist eine einzige Formel, mit der man alles im Universum berechnen kann. Derzeit kennen die Physiker vier elementare Kräfte, die sie einzeln schon gut umreißen können, die: elektrische und elektromagnetische Kraft Gravitation schwache Kernkraft (schwache Wechselwirkung) starke Kernkraft (starke Wechselwirkung, Gluonen-Kraft, Farb-Kraft) Mehrere dieser Kräfte können die Physiker schon mit gemeinsamen Formeln und Gleichungen zusammen betrachten. Eine oder zwei der Kräfte passen aber immer nicht in die Formeln hinein. Die alles umfassende Urkraft oder Weltformel fehlt ihnen noch. Die Kräfte stellen sich uns als Felder dar. Jedes Feld hat seine eigene Teilchart als Überträger-Teilchen. So werden die elektrischen Kräfte durch Elektronen und die elektromagnetischen durch Photonen übertragen. Die Gravitation hat die Gravitronen als Kraft-übertragende Teilchen. Sie durchdringen die Massen und sorgen damit für Anziehungs-Kräfte. Gravitations- und elektromagnetische Kräfte bzw. Felder wirken über große Entfernungen. Sie sind uns bekannt und wir haben mehr oder weniger konkrete Vorstellungen von ihnen. Die starke und die schwache Kernkraft liegen weit außerhalb der Vorstellungen eines typisch naturwissenschaftlich gebildeten Bürgers. Sie wirken innerhalb von Atomen. Die Gluonen sind die Feld-Teilchen für die starke Kernkraft. Diese wirkt zwischen den Teilchen (Protonen und Neutronen) eines Atom-Kerns und sorgt für seine Stabilität. Auch die Quarks innerhalb eines Elementar-Teilchens werden von ihnen verbunden. Die Felder der schwachen und der starken Kernkraft heißen YANG-MILLS-Felder. Bei der schwachen Kernkraft, die z.B. zwischen gleichartigen Quarks und Leptonen bestehen, wirken die W- und Z-Teilchen (W- u. Z-Bosonen) als verbindende Elemente im Feld. Die starken Kern-Kräfte sind 1013x stärker als die schwachen Kernkräfte. Für ein vollständiges Atom-Modell können wir mit den elektromagnetischen Kräften den Zusammenhalt des Atom-Kerns und der Atom-Hülle erklären. Der Zusammenhalt der Neutronen und Protonen im Kern wird über die schwache Kern-Kraft beschrieben. Die elektromagnetischen Kräfte sind 1011x stärker als die schwachen Kern-Kräfte und somit nur rund einhundertstel (10-2x) so stark, wie die starken Kern-Kräfte. Protonen sind recht stabile Gebilde. Sie haben eine durchschnittliche Lebensdauer von 1033 Jahren (Halbwertzeit 1031 – 1032 a). Irgendwann können sie sich in ein Neutron und ein Elektron umwandeln: p+ n + e Aber Physiker geben sich nicht mit dem breit akzeptierten und nutzbaren Modell von Elementarteilchen (Protonen, Neutronen, Elektronen, …) zufrieden. Sie wollen auch noch wissen, wie diese wohl im Inneren aufgebaut sind. Gegenwärtig geht die Physik von der Existenz von sogenannten Quarks und Leptonen aus (1. Generation der elementaren Bausteine der Materie). Jeweils drei Quarks bilden ein Elementarteilchen. Man kennt bzw. vermutet z.Z. drei Paare von Quarks (einige konnten noch nicht experimentell nachgewiesen werden), die sich durch jeweils mindestens eine elementare Eigenschaft unterscheiden: BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 103 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Das Proton besteht z.B. aus zwei up-Quarks (u) und einem down-Quark (d). Sie sind durch starke Kern-Kräfte miteinander verbunden. Diese Kräfte werden von den Gluonen vermittelt, in denen die Quarks sozusagen schwimmen (dunkelgrauer Kreis). Das ganze Gebilde hat einen Durchmesser von 1,7 * 10-15 m (1,7 fm (Femtometer)). Die Masse des Protons (1,7 * 10-27 kg (1,7 yg bzw. cg (beide: Yoktogramm))) wird zu 5% aus der Masse der Quarks und zu 95% aus der Bindungs-Energie zwischen Quarks und Gluonen sowie ender BewegungsEnergien gebildet. Elektronen (Positronen, Elektron-Neutrinos und ElektronAntineutrinos) gehören zu den Leptonen. Das Neutron besteht aus zwei down-Quarks und einem up-Quark. Q: de.wikipedia.org (Arpad Horvath) In den neuesten Theorien reduzieren die Teilchen- und theoretischen Physiker die Teilchen allesamt auf kleine, fast punktförmige Energie-Pakete. Man stellt sie sich wie superkurze Saiten (Strings, Energie-Fäden) vor. Die Länge liegt an der Grenze dessen, was Physiker erfassen (allerdings nicht wirklich messen) können, der sogenannte PLANCK-Länge (0,01*10-33 m = 0,01 µµµµµmm (mit vielleicht vorstellbaren Einheiten-Vorsätzen ausgedrückt)). Sie schwingen jeweils in Abhängigkeit von ihrer Energie unterschiedlich und erwecken dadurch für uns den Eindruck eines bestimmten Teilchens. Der endgültige Nachweis für die String- und Superstring-Theorie steht zwar noch aus, aber vieles spricht derzeit für diese physikalische Welt-Erklärung. interessante Internet-Links: http://www.marcoschwarz-online.de/physik/nukliddaten.htm (Programm zur Erzeugung von Nuklidkarten) http://www.nndc.bnl.gov/nudat2/ (interaktive Nuklidkarte (engl.)) BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 104 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 4.2. ein modernes und praktikables Atom-Modell für Chemiker Für Chemiker wäre eigentlich ein Sammelsurium aus verschiedenen Modellen am Geeignetsten. Für die Erklärung von Strukturen und Bindungen benötigen wir aber meistens das Wellenmechanische Atom-Modell. Viele Dinge kann man schon ganz gut mit einfacheren Modellen (z.B. BOHRsches Atom-Modell) erklären. In solchen Fällen bleiben wir auch einfach bei den einfachen Modellen. Aber wenn es um die Raumstrukturen von Substanzen oder die verschiedenen Bindungen geht, dann bleibt uns nur der Biss in den sauren Apfel. Für chemische Zwecke brauchen wir kaum Wissen über die Atom-Kerne. Alle chemischen Vorgänge (unserer Chemie-Begriffs-Bestimmung) spielen sich in der Atom-Hülle ab. Eigentlich bräuchten wir auch nur die äußeren Schalen (Orbitale) bzw. die äußerste Schale, um die verschiedenen chemischen Sachverhalte zu bearbeiten. Daneben benötigen wir ein AtomModell, um die verschiedenen Bindungen und die (abgeleiteten) Eigenschaften der Verbindungen zu erklären. Insgesamt haben wir es also mit den Atom-Modellen von BOHR, SOMMERFELD und SCHRÖDINGER zu tun. Wir machen hier eine einfache systematische Einführung, um auch die Überspringer des Kapitels zur historischen Entwicklung der Atom-Modelle ( 3.1. AtomModelle – eine kurze Geschichte) nicht im Regen stehen zu lassen. Atome bestehen aus einem Atom-Kern und einer Atom-Hülle. Die Atom-Hülle ist deutlich (rund 10.000x) größer als der Atom-Kern. Die Bausteine eines Atoms sind die ElementarTeilchen Protonen, Neutronen und Elektronen. Elementarteilchen Symbol Ladung Ladung [C] Durchmesser [m] Masse [u] Masse [g] Ruhe-Energie [MeV] Proton p+ Neutron n 1x + ±0 Elektron e 1x – positive ElementarLadung neutral keine Ladung negative ElementarLadung +1,602 * 10-19 1,7*10-15 0 1,7*10-15 -1,602 * 10-19 10-19 ≈1 1,67 *10-24 938,3 ≈1 1,67 *10-24 939,6 0,000544 = 1/1836 0,911*10-27 0,511 Im Atom-Kern befinden sich die Protonen und Neutronen. Die Anzahl der positiv geladenen Protonen bestimmt die Element-Art. Neutronen kann man sich wie eine Art Klebstoff zwischen den Protonen vorstellen. Sie sind elektrisch neutral. Die Anzahl der Neutronen schwankt bei den meisten Elementen. Dann haben wir es mit Isotopen (dieses Elementes) zu tun. In der Chemie sind Isotope aber nicht relevant, da sie chemisch gleichartig reagieren und somit auch nicht chemisch getrennt werden können. (Ausnahme sind einige "Schul-Chemie'en", die die Radioaktivität traditionell mit einbeziehen.) Da der Atom-Kern an chemischen Reaktionen nicht teilnimmt, wird auf den Bau und die Veränderungen des Atom-Kerns hier nicht weiter eingegangen. Während der Kern relativ dicht ist, befinden sich im leeren Raum der Atom-Hülle nur Elektronen. Diese sind sehr klein und negativ geladen. In einem Atom kommen genauso viele Elektronen wie Protonen vor. Die Anzahl der Protonen bestimmt die Ordnungszahl eines Elementes. Derzeit sind rund 116 Elemente bekannt. Weicht die Zahl der Elektronen von der Anzahl der Protonen ab, dann nennen wir das Objekt Ion. Sind weniger Elektronen als Protonen vorhanden, dann handelt es sich um ein positives Ion – auch Kation genannt. Überwiegen die Elektronen, dann handelt es sich um ein negatives Ion oder auch Anion. Je nach der Anzahl der überwiegenden oder fehlenden Ladungen sprechen wir von ein- oder mehrfach geladenen Ionen. Kommen z.B. zwei zusätzliche Elektronen vor, dann sprechen wir von einem zweifach negativ geladenen Ion. Fehlen einem BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 105 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Atom dagegen drei Elektronen (im Vergleich zu den Protonen), dann handelt es sich jetzt um ein dreifach positiv geladenes Ion. Man spricht auch von der Ladung des Ions. Jedes Element hat ein Symbol, welches international verbindlich ist (chemische Zeichen-Sprache, festgelegt durch IUPAC). Jedes Element-Symbol fängt mit einem Großbuchstaben an. Ev. folgen dann noch ein oder zwei Kleinbuchstaben. Das Element Magnesium hat z.B. das Symbol Mg. Benötigt (Summe der Protonen man für bestimmte und Neuronen) Sachverhalte InforNukleonenzahl 24 2+ Ladung des Ions mationen über den Kernladungszahl 12 Bau des Atom-Kerns, (od. Protonenzahl dann werden diese od. Ordnungszahl) Symbol links an das Symbol notiert. Eine vorhandene Ladung wird rechts oben (als Exponent) an das Symbol notiert. Die Anzahl der Ladungen wird vor der Ladungs-Art notiert. Eine einfache Ladung wird nur mit dem Ladungs-Symbol (+ oder -) angegeben. Die Schreibung 1+ wäre also falsch. Mg Die ersten 20 Elemente (des Periodensystems der Elemente) gehören zum Grundwissen der Chemie. Das Kennen der Namen und Symbole dieser Elemente ist deshalb als obligatorisch anzusehen!!! Aufgaben: 1. Wenn sich bei einem Element die Anzahl der Elektronen im Atom ändern kann, können sich dann auch die Anzahlen der Protonen und Neutronen für dieses Element ändern? Begründen Sie Ihre Meinung! 2. Übernehmen Sie die nachfolgende Tabelle und füllen Sie die freien Zellen aus! Beispiel-Nr. Element-Symbol 1 H 2 19 9 vollständiges Symbol Ordnungszahl Elektronen-Anzahl Atom Protonen-Anzahl Ion 3 4 5 9 4 F Be 6 2+ 12 12 10 7 13 17 11 17 3. Erstellen Sie eine Tabelle, aus der für die folgenden Isotope die Anzahlen der Protonen, Neutronen und Elektronen ersichtlich sind! 1 H, 2H, 3H, 4He, 7Li, 12C, 13C, 14C, 16O, 19F, 35Cl, 79Br, 53I, 208Pb, D, T BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 106 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Aufbau-Prinzipien der Elektronen-Hülle: Die genaue Lokalisierung der Elektronen in der Atom-Hülle ist wesentlich schwieriger als die Zusammenballung von Protonen und Neutronen im Kern. Mit Hilfe von vier charakteristische (Bewegungs-)Eigenschaften (Quantenzahlen, ModellKennzahlen) können wir heute die Anordnung der Elektronen in der Hülle relativ gut beschreiben. Die mathematische Basis dafür ist die SCHRÖDINGER-Gleichung. Dabei sollte man allerdings auch im Hinterkopf behalten, dass die SCHRÖDINGER-Gleichung exakterweise nur für das Wasserstoff-Atom gilt. Für Atome mit mehreren Elektronen müssen abgewandelte – noch weitaus kompliziertere – Gleichungen aufgestellt werden. In der Praxis reicht es aber aus, die Erkenntnisse aus der SCHRÖDINGER-Gleichung einfach auf andere Atome zu übertragen. Für die Chemie sind auftretende Abweichungen zwischen Gleichung (Theorie und Modell) und Praxis nicht wirklich relevant. In einem Atom unterscheiden sich die Elektronen immer mindestens hinsichtlich einer Quantenzahl. Manchmal werden die Merkmals-Kombination in der Form (n, l, m, s) angegeben. Die Modell-Eigenschaften der Elektronen sind: 1. die Haupt-Quantenzahl n bestimmt die Zuordnung zu einer Orbital-Gruppe (HauptOrbital) mit einer bestimmten Energie-Niveau-Spanne 2. die Neben-Quantenzahl l bestimmt die Zuordnung zu einem Orbital mit einem bestimmten Energie-Niveau (und einer speziellen Form) 3. die Magnet-Quantenzahl m bestimmt die Ausrichtung des Orbitals im Raum und damit das Verhalten des Elektrons im Magnet-Feld (die Energie-Niveaus der Neben-Orbitale sind geringfügig differenziert, es gibt auch eine Beeinflussung der Orbital-Form) und 4. die Spin-Quantenzahl s bestimmt die Eigen-Rotations-Richtung (Spin) des Elektrons Es gibt in einem Atom niemals zwei Elektronen, welche die gleiche Kombination der Quantenzahlen besitzen. In der Chemie benötigen wir die konkreten Quantenzahlen aber kaum. Hier interessieren nur die resultierenden Energie-Niveaus, die Aufenthaltsorte und Bewegungen der Elektronen. Seit PLANCK wissen wir, dass Elektronen immer nur bestimmte (gequantelte) Energie-Werte beinhalten können. Sollen Elektronen Energie abgeben oder aufnehmen, dann können die Zuwächse oder Abgaben immer nur Vielfache des PLANCKschen Wirkungs-Quantum sein. Dies stellt die kleinstmögliche Energie-Stufe dar. Somit können sich die Elektronen immer nur auf bestimmten Energie-Stufen, Zuständen oder –Ebenen befinden. In der Hülle sind die Elektronen, wie wir aus dem BOHRschen Atom-Modell wissen in grobe Gruppen eingeteilt, die wir Schalen nennen. Insgesamt gibt es sieben mögliche Schalen in einem Atom. Sie werden mit den Großbuchstaben K, L, M, N usw. beschriftet. Jede Schale hat eine maximal mögliche Menge an Elektronen, die auf ihr Platz finden. Aus der Berechnung der SCHRÖDINGER-Gleichung ergeben sich für die Elektronen keine Bahnen, auf denen sie sich bewegen, sondern Aufenthaltswolken. Die Wollen erhält man, wenn man über einen bestimmten Zeitraum die konkreten (berechneten) Aufenthaltsorte verfolgt. Dies könnte z.B für die Elektronen der innersten Schale die rote Punkt-Wolke in der nebenstehenden Abbildung sein. Praktisch handelt sich natürlich um ein ineinander geschachtelte Orbitale entsprechendes räumliches Gebilde – al(s-Orbitale) von zwei Schalen (Atom-Kern: blau) so eine Kugel-förmige Wolke. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 107 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Die Orbitale als Aufenthalts-Wahrscheinlichkeit bedeuten aber, dass sich die Elektronen nur mit einer gewissen Wahrscheinlichkeit in der beschriebenen oder beobachteten Wolke befinden. Praktisch kann sich ein Elektron auch dichter oder weiter entfernt zum Atom-Kern befinden. Die Wahrscheinlichkeit dafür geht aber gegen Null. Denkbar wäre es also auch, dass sich ein Elektron eines beliebigen Atoms auf der Erde gerade irgendwo auf dem Jupiter befindet. Die Wahrscheinlichkeit dafür ist knapp größer als Null, aber eben nicht Null. In diesen Wolken, die Orbitale genannt werden, halten sich die Elektronen auf. Vergleichbare Elektronen der nächsten Schale besitzen ein deutlich entferntes – aber gleichförmiges – Orbital weiter entfernt vom Atom-Kern. Zur Unterscheidung werden vor die Orbitale immer die Schalen-Nummern angegeben. Das 1s-Orbital ist also das s-Orbital der ersten Schale. Das zuerst immer die Energie-ärmsten (inneren) Schalen besetzt werden, nennen wir das Energie-Prinzip. Die innerste Schale kann maximal Elektronen aufnehmen, die sich nur hinsichtlich ihres Spin (Dreh-Impulses (Dreh-Richtung)) unterscheiden. Diese Erkenntnis wird nach ihrem Entdecker als PAULI-Prinzip oder PAULI-Regel bezeichnet. Ab der zweiten Schale gibt es verschieden geformte Orbitale. Neben den Kugelförmigen s-Orbitalen kommen noch Hantel– förmige p-Orbitale hinzu. Davon gibt es drei, die jeweils in die drei Raum-Richtungen Kugel-förmiges s-Orbital ausgerichtet sind. Die Raum-Richtungen sind natürlich relativ. Praktisch stehen die Hanteln jeweils rechtwinklig aufeinander. Jedes Orbital kann mit zwei Elektronen besetzt werden. Summiert man die Orbitale einer Schale und berechnet man dann sozusagen den Mittelwert, dann erhält man genau die Kugel-Hülle der betreffenden Schale Hantel-förmige p-Orbitale (px-, pz- und py-Orbital) nach dem BOHRschen Atom-Modell. Q: commons.wikimedia.org (Haade) Die s- und die p-Orbitale der zweiten Schale lassen also insgesamt acht Elektronen zu. Als letztes Prinzip kommt noch eine Regel des Chemikers HUND hinzu. Die HUNDsche Regel besagt, dass die Orbitale zuerst immer einzeln besetzt werden. Erst wenn alle Orbitale (Unterschalen) einzeln besetzt werden, dann erfolgt die Paarung mit Elektronen, die einen entgegengesetzten Spin haben.Mit der dritten Schale kommen noch die d-Orbitale hinzu. Diese liegen energetisch aber so ungünstig (hoch), dass sie zuerst einmal nicht verwendet werden. Dazu später genaueres. Die Form der d-Orbitale ist gekreuzt-Doppel-Hantel-förmig. d- und f-Orbitale Q: commons.wikimedia.org (Haade) Die letzte – praktisch relevante – Orbital-Art taucht ab der vierten Schale auf. Die sogenannten f-Orbitale werden als Rosetten-förmig beschrieben. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 108 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Physiker kennen in der fünften Schale noch g- und in der sechsten Schale noch h-Orbitale. Da die Schalen und deren Orbitale in den höheren Lagen dicht beieinander liegen und gewissermaßen miteinander verschmelzen, werden diese physikalischen Details in der Chemie nicht mehr betrachtet. Hinzu kommt außerdem, dass die Elemente mit diesen Orbitalen praktisch alle sehr kurzlebig (weil radioaktiv) sind und somit kaum auswertbare Verbindungen bilden. In der nebenstehenden Abbildung sind die Orbitale einer Schale immer in der gleichen Farbe gezeichnet. Wie man z.B. an den Orbitalen der 4. Schale (4s, 4p, 4d und 4f) sieht, liegen diese energetisch sehr weit auseinander. Da z.B. das Energie-Niveau der 5s-Orbitale niedriger liegt, als das der 4d-Orbitale – wird entsprechend dem Energie-Prinzip – das 5sOrbital zuerst belegt. Die konkrete Belegung der Orbitale ist für jedes Element charakteristisch. Man spricht auch von der sogenannten ElektronenKonfiguration. Neben den drei beschriebenen Prinzipien (Energie-Prinzip, PAULI-Prinzip, HUNDsche Regel) bietet sich noch die nachfolgende Esels-Brücke zur Erstellung einer Elektronen-Konfiguration an. Energie-Niveaus der Orbitale (prinzipiell) Esels-Brücke für die Aufstellung der Elektronen-Belegung eines Atoms: Aufbau: 1. man nehme ein Schach-Brett 2. schreibe von links unten nach rechts oben (diagonal) die s-Orbital (1s 8s) 3. nach oben folgen die p-, d- und fOrbitale (auf der gleichen Feld-Farbe) Nutzung: 1. Lese-Start ist links unten 2. solange noch nicht genug Elektronen zusammen kommen fortsetzen (doppelte Besetzung beachten): 2a. zuerst wird immer waagerecht abgelesen 2b. wenn die Zeile zuende ist, wird in der nächst höheren fortgesetzt BK_SekII_allgChem_BioEL.docx 5f 4f 6d 5d 4d 3d 6p 5p 4p 3p 2p 7p 8s 7s 6s 5s 4s 3s 2s 1s Start Lese-Richtung Hintergrund: Die Besetzungs-Reihenfolge wird durch die n+l-Regel (MANDELUNG- od. auch KLECHKOWSKI-Regel) bestimmt. Für n < n' gilt: Ist n+l ≤ n', dann werden zuerst die nzugehörigen Orbitale gefüllt. - 109 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Betrachten wir einige konkrete Beispiele: Ein Atom des Elementes Aluminium besitzt im Kern 13 Protonen. Somit enthält die Hülle insgesamt ebenfalls 13 Elektronen. Nach dem Energie-Prinzip werden immer zuerst die Energie-ärmsten Zustände belegt. Die ersten zwei Elektronen finden in der ersten Schale (K) Platz. Diese Energie-ärmste Schale befindet sich am dichtesten am Kern. Jede Schale (nach dem BOHRschen AtomModell) besteht aus bestimmten Orbitalen (s, p, d und f). Die erste Schale besteht nur aus dem sOrbital und bietet nur insgesamt zwei Elektronen Platz. Ein Quadrat ( ) steht immer für ein Orbital (eine Unterschale). Beide Elektronen haben einen entgegengesetzten Spin (PAULI-Prinzip), was durch die unterschiedliche Pfeil-Richtung angezeigt wird ( ). Damit ist das Orbital voll ausgelastet. Als Text-Schreibweise für die Elektronen-Konfiguration eines Atoms / Elements hat sich folgende Form durchgesetzt: 13Al: 1s2 … (!noch unvollständig!) Dabei steht die 1 für die Haupt-Quantenzahl – also die 1. Schale. Mit dem Klein-Buchstaben (hier: s) wird die Orbital-Art angegeben. Diese ergibt sich ja aus der Neben-Quantenzahl. Die 2 im Exponent beschreibt die Anzahl der Elektronen auf dem genannten Orbital. Gesprochen wird die Elektronen-Konfiguration dann: eins-s-zwei. Die nächsten Elektronen finden auf der zweiten Schale mögliche Aufenthaltsorte. Zwei Elektronen können sich auf den 2s-Orbital und sechs Elektronen auf dem 2p-Orbitalen aufhalten. Bis hierhin lautet die Elektronen-Konfiguration: 13Al: 1s2 2s2 2p6 … gesprochen: eins-s-zwei zwei-s-zwei (!noch immer unvollständig!) zwei-p-sechs Es verbleiben noch drei Elektronen für die äußerste Schale. Zwei davon besitzen das Energie-Niveau eines 3s-Orbitals. Das letzte verbleibende Elektron bewegt sich in einem 3pOrbital. Welches das ist und welchen Spin das Elektron hat ( oder ), unterliegt dem Zufall. Häufig verwendet man dann auch eine neutrale Schreibweise (ohne Spin-Pfeil): Die vollständige Elektronen-Konfiguration lautet also: 13Al: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 Beachten Sie, dass hier die "1" für ein einzelnes Elektron mitgeschrieben wird! Aus Bequemlichkeit nutzt man auch häufig eine verkürzte Notierung. Diese beschränkt sich auf bedeutsamen äußeren Elektronen. Die chemisch eigentlich unveränderlichen und "stabilen" Zustände werden durch die darunter liegende Edelgas-Konfiguration beschrieben. Beim Aluminium wäre das also Neon. Das Edelgas-Symbol wird zur sicheren Kennzeichnung als Elektronen-Konfiguration in eckige Klammern geschrieben (Es ist nicht etwa Neon als Atom-Kern oder Hülle enthalten!!! Das besagte Atom hat lediglich die Elektronen-Konfiguration von Neon und ev. noch ein paar Elektronen mehr!): 13Al: [10Ne] 3s2 3p1 BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 110 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Nicht genutzte Orbitale werden in der Elektronen-Konfiguration und auch in den Energieniveau-Schemata üblicherweise nicht mitgeschrieben. Eine weitere mögliche Schreibweise der Elektronen-Konfiguration stammt von PAULING. Seine Notierung der Elektronen in Kästchen mit Pfeilen haben wir schon teilweise benutzt. Die einfache Form der PAULING-Schreibweise benutzt alle Orbital-Kästchen auf einer Zeile: In der erweiterten Schreibung werden noch die unterschiedlich hohen Energie-Niveaus mit eingebracht: Beachten muss man bei der PAULING-Schreibung, dass die Unterschalen, die zumindestens mit einem Elektron besetzt sind, vollständig mit all ihren Orbitalen geschrieben wird. Bei unserem Beispiel Aluminium hört die Schreibung also nicht beim ersten 3p-Orbital auf, sondern es werden alle drei 3p-Orbitale mit notiert.. Als nächstes Beispiel soll uns Stickstoff (7N) dienen. Bis zum 2s-Orbital verläuft die Elektronen-Besetzung nach den schon besprochenen Regeln. Für das 3p-Orbital bleiben nun noch drei Elektronen. Grundsätzlich werden die einzelnen Unter-Orbitale (px, py und pz) zuerst einzeln besetzt (HUNDsche Regel). Dies entspricht dem insgesamt Energie-ärmsten Zustand. Der Spin der Elektronen ist zufällig und wird am Besten neutral angegeben. Die Elektronen-Konfiguration lautet: 7N: 1s2 2s2 2p3 oder verkürzt: 7N: [2He] 2p3 Die Schreibweisen nach PAULING sind auch schnell erstellt: Erst wenn alle Orbitale einzeln besetzt sind, dann paaren sich die Elektronen auf den Orbitalen. Beim Stickstoff ist dies nicht notwendig, da die drei Elektronen auf den drei Unter-Orbitalen Platz finden. Aber schon ab Sauerstoff müssen ein oder mehrere p-Orbitale doppelt besetzt werden. Aufgabe: Erstellen Sie die vollständige und ev. die verkürzte Elektronen-Konfiguration für Sauerstoff in der Text- und in der PAULING-Schreibweise! BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 111 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Zum Schluß wählen wir noch ein Element mit sehr vielen Elektronen auf diversen Orbitalen – 72Ta (Tantal). Da stoßen wir mit jeder vollständigen Schreibung der Elektronen-Konfiguration an die Grenzen der Übersichtlichkeit: 72Ta: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d3 Erst mit der verkürzten Schreibweise kommen wir zu einem akzeptablen Ergebnis. Als Basis wird wieder das davorliegende Edelgas – also Xenon (Xe) - verwendet: 72Ta: [54Xe] 6s2 4f14 5d3 Die wesentlichen (letzten) Elektronen-Schalen sind dabei gut sichtbar – und nur diese spielen für chemische Vorgänge eine Rolle. U.U. werden bei höheren Elektronen-Zahlen die Orbitale nicht ganz so systematisch besetzt, wie es aus dem "Schachbrett" hervorgeht. Da die einzelnen Schalen und Orbitale sehr dicht beieinanderliegen, stabilisieren sich verschiedenste Sonderbesetzungen mit z.T. geringfügig Energie-ärmeren Zuständen. Für unsere Zwecke reichen aber die systematischen Elektronen-Konfigurationen aus. Die feinen Unterschiede zu praktisch gemessenen Konfigurationen sind schul-chemisch nicht von Bedeutung. Auf einen speziellen Fall der Elektronen-Konfiguration werden wir später noch bei Cohlenstoff eingehen. Bestimmte Orbitale verschmelzen u.U. miteinander und bilden neue Formen. Den Vorgang der Verschmelzung von Orbitalen nennen wir Hybridisierung. Bei Cohlenstoff kennen wir drei Formen der Hybridisierung: sp3, sp2 und sp. Die Hybridisierung von Orbitalen erkennt man in der Schreibweise an direkt hintereinander geschrieben Orbitalen (hier: sp) und keiner Zwischenzahl (hier bei: s, sonst müßte ja eine 1 oder 2 dort stehen). Aufgaben: 1. Stellen Sie die Elektronen-Konfiguration von 10Ne auf! 2. Ist die verkürzte Schreibweise für Elektronen-Konfiguration bei 13Al exakt? Begründen Sie Ihre Meinung! 3. Stellen Sie die Elektronen-Konfigurationen für die folgenden Elemente oder Isotope auf! 6C 8O 2He BK_SekII_allgChem_BioEL.docx 20Ca 17Cl 35Br P S - 112 - Mn Cd 28 Si 29 Si 30 Si (c,p) 2009-2013 lsp: dre Zusammenfassung Atombau: Ein Atom besteht aus einem zentralen Atomkern und einer den Atomkern umgebenden Atomhülle. Der Atomkern enthält positiv geladenen Protonen und ungeladene Neutronen. Die Zahl der Protonen (Kernladungszahl) ist für jedes Element charakteristisch und entspricht der Ordnungszahl. Die Zahl der Neutronen kann variieren. In der Hülle befinden sich die negativ geladenen Elektronen. Ein Atom besitzt genausoviele Elektronen wie Protonen. Die Elektronen bewegen sich je nach Modell auf Schalen oder Orbitalen (Raumwolken). Elektronen-Konfiguration / Besetzung der Schalen in der Atom-Hülle Postulat: Energie-Quantelung; Die Energie ist keine kontinuierliche Größe, sondern wird immer in Stufen (Quantum) größer oder kleiner. Energie-Prinzip: Zuerst werden immer die Energie-ärmeren Orbitale / Schalen besetzt! PAULI-Prinzip: Auf einem Orbital (mit gleicher Neben-Quantenzahl) finden maximal zwei Elektronen mit entgegengesetzten Spin (unterschiedlicher Spin-Quantenzahl) Platz. HUNDsche Regel: Energie-gleiche Orbitale (mit gleicher Neben-Quantenzahl) werden immer zuerst einfach (und parallel) besetzt. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 113 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 4.2.1. die Bildung von Ionen Für die Chemie muß ein Atom-Modell auch besonders die Ionen-Bildung erklären können. Mit dem einfachen BOHRschen Atom-Modell gelingt das nicht. Bei der Unmenge von Elektronen, die sich auf den höheren Bahnen tummeln können, wären auch sehr hoch geladene Ionen zu erwarten. Denn eigentlich bedeutet Ionen-Bildung ja die Aufnahme oder Abgabe von Elektronen. Dieses macht aber nur Sinn, wenn insgesamt ein Energie-ärmerer Zustand erreicht wird. Solche Energie-armen Zustände stellen z.B. die Edelgas-Konfigurationen dar. Aufgefüllte oder geleerte Schalen – wie wir sie aus dem modernen Atom-Modell kennen – würden diesem Anspruch schon eher gerecht werden. Praktisch kommen aber bei den Elementen nur Ionen bis zu einer 4fachen Ladung und bei den Oxidationszahlen nur Werte bis ±7 vor. Mit dem modernen Atom-Modell nach BOHR, SOMMERFELDT und SCHRÖDINGER kommen wir zu Unter-Schalen, die maximal 14 Elektronen tragen. Damit sind dann kleinere Anzahlen von Elektronen-Aufnahmen oder-Abgaben verbunden, was wiederum recht gut mit der Praxis übereinstimmt. Nach der Oktett-Regel (1916) von KOSSEL und LEWIS reagieren Elemente miteinander, um für sich selbst durch Aufnahme, Abgabe oder gemeinsame Nutzung von Elektronen eine Edelgas-Konfiguration zu erreichen. Häufig wird diese Regel deshalb auch als EdelgasRegel bezeichnet. Die gemeinsame Nutzung von Elektronen ist Bestandteil der Atom-Bindung. Dort findet der Leser auch weitere Informationen ( 3.4.1. Atom-Bindung). Hier wollen wir zuerst auf die Ionen-Bildung näher eingehen. Betrachten wir die IonenBildung bei einem Natrium-Atom. Die Elektronen-Konfiguration lautet: 11Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 oder in der verkürzten Schreibweise: 11Na: [10Ne] 3s1 Aus früheren Chemie-Tagen ist uns noch in Erinnerung, dass Natrium ein einwertiges positiv geladenes Ion bildet. Dazu muss es ein Elektron abgeben: - Na+ + e Na Bei der Betrachtung des Energieniveau-Schemas von Natrium sehen wir in der äußersten Schale 3s tatsächlich ein einzelnes Elektron. Durch die Abgabe dieses Elektrons kann das Na-Atom eine stabile und auch Energie-ärmere Edelgas-Konfiguration erreichen: + 11Na : [10Ne] bzw. in der – in diesem Fall schöneren – ausführlichen Form: + 11Na : 1s2 2s2 2p6 Gut sichtbar wird im Energieniveau-Schemata auch, dass hier jetzt ein Energie-ärmerer Zustand erreicht wurde. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 114 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Nehmen wir uns nun Chlor als ähnlich breitgetretenes Beispiel bei der Ionen-Bildung vor. Die Elektronen-Konfiguration und das EnergieniveauSchemata sind schnell aufgestellt: 17Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 bzw. verkürzt: 17Cl: [10Ne] 3s2 3p5 Das Chlor-Atom hat in seiner äußersten Schale eine freie Position auf einem p-Unter-Orbital. Um eine stabile Edelgas-Konfiguration zu erreichen, hat das Chlor-Atom prinzipiell zwei Möglichkeiten. Entweder gibt es sieben Elektronen ab oder es nimmt eins auf. Im ersten Fall würde es die Edelgas-Konfiguration von Neon erreichen, im zweiten Fall die von Argon. Um zu entscheiden, was die wohl günstigste Variante ist, muß man sich noch vergegenwärtigen, dass ja im Atom-Kern weiterhin die 17 Protonen einen starken Gegenpol bilden. Somit wird wohl die Aufnahme eines Elektrons günstiger sein, als die Abgabe von sieben. Praktisch ist es auch so. - - Cl + e Cl Auch mit diesem Beispiel kommt die Oktett- bzw. Edelgas-Regel von KOSSEL und LEWIS zur Anwendung. Die zugehörigen Elektronen-Konfigurationen lauten: - 17Cl : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 bzw. verkürzt: - 17Cl : oder: [10Ne] 3s2 3p6 [18Ar] Aufgaben: 1. Stellen Sie in einer Tabelle die (vollständige) Elektronen-Konfiguration des Atoms, die Gleichung für die Ionen-Bildung und die ElektronenKonfiguration des Ions für die nachfolgenden Elemente auf! 1H 12Mg 9F 19K 20Ca 13Al 16S Br Ne 2. Welche Ionen-Bildungen sind laut Elektronen-Konfiguration für Cohlenstoff und Silicium denkbar? Begründen Sie Ihre Meinung! Prüfen Sie, wie praxisnah solche Ionen-Bildungen sind! 3. Welche atomaren Gebilde haben (unter normalen chemischen Bedingungen) die Elektronen-Konfiguration [10Ne]? Erklären Sie, warum das so ist! für die gehobene Anspruchsebene: 4. Geben Sie die Elektronen-Konfiguration für 118Sn an! BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 115 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 4.2.1.1. Ionen-Bildung bei Nebengruppen-Elementen Die Hauptgruppen-Elemente des PSE können wir also recht einfach behandeln. Etwas schwieriger wird es nun, wenn man sich an die Nebengruppen-Elemente heranmacht. Viele von ihnen bilden nicht nur eine Ionen-Art, sondern mehrere. Bei einigen Elementen sind sogar negative und positive Ionen bekannt. Das scheint auf den ersten Blick etwas schleierhaft. Wenn man sich aber vergegenwärtigt, dass bei den größeren Haupt-Quantenzahlen sowohl die Schalen (als Gesamtheit) als auch die Einzel-Orbitale sehr dicht beieinander liegen bzw. sich überlappen, dann wird die "seltsame" Ionen-Bildung schon verständlicher. Da können Paarungen von Elektronen mit unterschiedlichem Spin oder halb-besetzte HauptOrbitale den entscheidenden energetischen Vorteil bringen. Seit einiger Zeit weiss man auch, dass bestimmte Symmetrien zusätzliche energetische Vorteile bringen. Letztendlich müssen wir für unsere Zwecke eine Elektronen-Konfiguration finden, welche die spezielle Ladung abbildet. Für "höhere" chemische Zwecke sind genauere Energie-Zustand-Analysen notwendig. Schauen wir uns hier das Eisen an. Eisen ist ein Element der VIII-Nebengruppe im Periodensystem der Elemente. Von seinen 26 Elektronen müssen also einige auf d-Orbitalen zu finden sein. Die Belegung der Orbitale nach unseren Regeln ergibt auch genau dieses Bild. 26Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 26Fe: [18Ar] 4s2 3d6 Betrachtet man nun dazu die ElektronenKonfigurationen für die zwei möglichen Ionen Fe2+ und Fe3+, dann gibt es neue Effekte zu beobachten: Fe Fe2+ + 2 e - Fe Fe3+ + 3 e - 2+ 26Fe : [18Ar] 4s1 3d5 BK_SekII_allgChem_BioEL.docx 3+ 26Fe : [18Ar] - 116 - 4s0 3d5 (c,p) 2009-2013 lsp: dre Beide Konfigurationen sehen plausibel aus, widersprechen aber dem Energie-Prinzip. Jedes Mal wird – zu Gunsten eines halb-besetzten d-Orbitals – das 4s-Orbital nur halb oder gar nicht belegt. Einen Grund haben wir dafür schon aufgezeigt. Die Orbitale liegen in diesen Regionen energetisch und räumlich sehr dicht beieinander. Es kommt zur Verschmelzung von Orbitalen (Hybridisierung). Diese sind dann besonders Energie-arm – also stabil. Mit weiteren chemischen Kenntnissen kann man obige Elektronen-Konfigurationen aber belegen. Das dreiwertige Eisen ist instabiler und wandelt sich bevorzugt in Fe2+ um. Das Fe2+-Ion ist sehr häufig von sechs Liganten umlagert, was gut zu den sechs ungepaarten Elektronen passt. Diese "borgen" sich dann jeweils ein Elektron vom Liganten. Praktisch verschmelzen die fünf 3d-Orbitale mit dem einem 5 4s-Orbital zu sechs sd -Hybrid-Orbitalen. Alle Hybrid-Orbitale haben das gleiche (hybridisierte) Energie-Niveau und sind einzeln besetzt. Damit sind die Elektronen alle gleichartig, was mit der beobachteten Symmetrie der Ionen bzw. ihrer komplexen Verbindungen sehr gut übereinstimmt. symmetrischer Komplex mit einem Fe2+-Zentral-Ion und sechs Cyanid-Ionen als Liganden Aufgaben: 1. Stellen Sie die Elektronen-Konfigurationen für die nachfolgenden Elemente und ihr häufigstes / typisches Ion auf! (Versuchen Sie einen eventuellen Energie-Gewinn durch Priorisierung der HUNDschen Regel vor das Energie-Prinzip zu beachten!) Li F Mg S B Al Cl Ca Cu Zn Se P Ar Be K 2. Erstellen Sie eine Tabelle, aus der für die folgenden Isotope und deren typische Ionen die Anzahlen der Protonen, Neutronen und Elektronen ersichtlich sind! 1 H, 2H, 3H, 4He, 7Li, 12C, 13C, 14C, 16O, 19F, 35Cl, 79Br, 53I, 208Pb, D, T interessante Links: http://www.webelements.com diverse Tabellen und Übersichten rund um die Elemente und das PSE BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 117 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 4.3. das Periodensystem der Elemente Erste Systematisierungsversuche für die verschiedenen Stoffe und Elemente gab es mit dem Aufblühen der Allchemie. Besonders interessierten dabei die Elemente, weil sie als die "Ausgangsstoffe" der anderen Stoffe galten. Erste Erfolge konnte DÖBEREINER um 1829 mit seiner Triaden-Lehre verzeichnen. Diese Lehre postulierte TriadenAtomBerechnung AtomprozenDreier-Gruppen von Element Masse Masse tualler Elementen, wie z.B. LiFehler realer thium, Natrium und KaWert lium oder Chlor, Brom S 32,1 und Iod. Bei den Triaden wurden sehr ähnliim 19. che physikalische und / Se Jhd. un79,0 -0,01% oder chemische Eigenbekannt schaften beobachtet. Innerhalb einer Triade kann die Atom-Masse ziemlich genau über das arithmetische der beiden anderen (äußeren) Elemente (der Triade) bestimmt werden. Te 127,6 Nach und nach gelang es die Elemente nach ihren Atom-Massen (damals noch Äquivalente genannt und noch nicht so exakt vermessen, wie heute) in eine Reihe (Tabelle) zu bringen. Die Forscher DE CHANCOURTOIS (1852) und NEWLANDS (1864) stellten eine Wiederholung bestimmter chemischer und physikalischer Eigenschaften nach jeweils sieben Elementen fest. NEWLANDS ordnete die Elemente entsprechend ihrer Masse und propagierte ein sogenanntes Oktaven-System (Wiederholung der Eigenschaften alle 8 Elemente). Dabei meinte er das jeweils 8. Element als Wiederholer. Diese Logik klappte, weil die Edelgase noch nicht bekannt waren. Heute wissen wir, das immer acht aufeinanderfolgende Elemente als eine Oktave bzw. eine Periode. Das neunte Element ist dann gewissermaßen ein Wiederholer. Ein neuartiges Ordnungs-System wurde 1869 vom russischen Chemiker Dimitri Iwanowitsch MENDELEJEW (1834 – 1907) und unabhängig wenig später auch von Lothar MEYER (1830 – 1895) beschrieben. Insgesamt gebührt MENDELEJEW der größere Teil des Ruhms für die Entwicklung seines genialen rechteckigen (zwei-dimensionalen) Periodensystems der Elemente (PSE). MEYER blieb bei einer traditionellen ein-dimensionalen Element-Tabelle. Aus verschiedenen Listen der Elemente mit aufsteigenden Atom-Gewichten (– die nun genauer bekannt waren –) und den charakteristischen Element-Eigenschaften (Sauerstoff- und WasserstoffVerbindungen), wurde nun eine zwei-dimensionale Anordnung. Sie bezog sowohl die AtomGewichte als auch die sich wiederholende physikalische und chemische Eigenschaften in die Systematisierung ein. Das ging sogar soweit, dass Elemente scheinbar in der falschen Reihenfolge standen, wenn man ausschließlich die Atom-Massen betrachten würde. So stellte MENDELEJEW das Kalium mit seiner Atom-Masse von 39,1 hinter das schwerere Argon (39,95). Das Kalium passte auf Grund seiner Eigenschaften einfach besser in die I. Hauptgruppe. Heute können wir die richtige Einordnung über die tatsächlich vorhandene ProtonenZahl nur bestätigen. Die größere Atommasse von Argon hat etwas mit der erhöhten Anzahl der Neutronen im Atomkern zutun. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 118 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Reihe I X2O II XO III X2O3 IV XO2 XH4 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 H Li Na K (Cu) Rb (Ag) Cs Be Mg Ca Zn Sr Cd Ba B Al C Si Ti Y n La (Au) Hg Yb Tl Gruppe V X2O5 XH3 Zr Sn Ce Pb Th VI XO3 XH2 VII X2O7 XH N P V As Nb Sb ? Di O S Cr Se Mo Te F Cl Mn Br Ta Wi W VIII XO4 Fe, Co, Ni, Cu Ru, Rh, Pd, Ag J Os, Ir, Pt, Au U MENDELEJEWs Anordnung der Elemente Aufgaben: 1. Gibt es noch weitere Abweichungen vom Ordnungs-Prinzip der aufsteigenden Atom-Masse im PSE? für die gehobene Anspruchsebene: 2. Berechnen Sie die Atom-Masse für die mittleren Elemente aus den oben genannten Triaden! Ermitteln Sie auch den prozentualen Fehler zum realen Wert! Ende des 19. Jhd. kannte man nur 63 Elemente. MENDELEJEWs Periodensystem diente vorrangig (damals) zur Vorhersage noch unbekannter Elemente und Eigenschaften. So existierte damals noch eine Lücke zwischen Silicium und Zinn. MENDELEJEW vermutete hier ein weiteres Element, welches er Eka-Silicium nannte. Er sagte verschiedene Eigenschaften von Eka-Silicium voraus. Dazu gehörten Atom-Masse, Schmelzpunkt, Farbe und einige chemische Eigenschaften. Als 1886 der deutsche Chemiker WINKLER ein neues Element entdeckte, welches er Germanium nannte. Passte dieses sehr gut an die Stelle von Eka-Silicium. Die vorhergesagten und gefundenen Eigenschaften stimmten ebenfalls recht gut überein. Element Merkmal / Eigenschaft Atom-Masse 3 Dichte [g/cm ] 3 molares Atom-Volumen [cm /g] Aussehen Verhalten beim Erhitzen Herstellung Formel des Oxids 3 Dichte des Oxids [g/cm ] Formel des Chlorids 3 Dichte des Chlorids [g/cm ] Siedepunkt des Chlorids [°C] BK_SekII_allgChem_BioEL.docx Eka-Silicium (Es) Germanium (Ge) Fehler (Abweichung in Prozent) 72 5,5 13 dunkelgrau schwer schmelzbar 72,6 5,36 13,2 grau sublimiert bei hohen Temperaturen, ohne zu schmelzen aus dem Oxid reduzierbar -0,8 +2,6 -1,5 aus dem Oxid reduzierbar EsO2 4,7 EsCl4 1,9 90 - 119 - GeO2 4,7 GeCl4 1,887 86 0,0 +0,2 +4,7 (c,p) 2009-2013 lsp: dre Zeit der Entdeckung vor 1800 1800-1849 1850-1899 1900-1949 1950-1999 1 18 1 2 H He 1.0079 2 13 14 15 16 17 4.0026 3 4 5 6 7 8 9 10 Li Be B C N O F Ne 6.941 9.0122 11 10.811 12.011 14.007 15.999 18.998 20.180 12 Na Mg 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 K Ca Sc Ti V Co Ni 22.990 24.305 Cr Mn Fe 13 14 15 16 17 18 Al Si P S Cl Ar 26.982 28.086 30.974 32.065 35.453 39.948 31 32 33 Cu Zn Ga Ge As 34 35 36 Se Br Kr 39.098 40.078 44.956 47.867 50.942 51.996 54.938 55.845 58.933 58.693 63.546 65.38 69.723 72.64 74.922 78.96 79.904 83.798 37 38 39 40 Rb Sr Y Zr 41 42 85.468 87.62 88.906 91.224 92.906 95.96 55 56 Cs Ba 57-71 132.91 137.33 87 88 Fr Ra - - La La La 150.36 150.36 - 44 45 46 47 48 Ru Rh Pd Ag Cd 49 50 51 52 53 54 In Sn Sb Te I Xe 101.07 102.91 106.42 107.87 112.41 114.82 118.71 121.76 127.60 126.90 131.29 72 73 74 75 76 77 78 Hf Ta W Re Os Ir Pt 79 80 Au Hg 81 82 83 84 85 86 Tl Pb Bi Po At Rn - - - 69 70 71 178.49 180.95 183.84 186.21 190.23 192.22 195.08 196.97 200.59 204.38 207.2 208.98 89-103 104 105 Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg - La 150.36 150.36 150.36 La 43 Nb Mo Tc - 106 - 57 58 59 La Ce Pr 107 90 La Ac Th 150.36 - 109 110 111 - - - - - 60 61 62 63 64 65 66 67 Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho 138.91 140.12 140.91 144.24 89 108 91 92 Pa U 232.04 231.04 238.03 93 150.36 151.96 157.25 158.93 162.50 164.93 167.26 168.93 173.05 174.97 94 95 96 97 Np Pu Am Cm Bk - 68 Er Tm Yb Lu - - - - 98 Cf - 102 103 Es Fm Md No 99 Lr - 100 - 101 - - - Q: http://old.iupac.org/reports/periodic_table/index.html (leicht geänd.: dre) 4.3.1. Bau-Prinzipien des Periodensystems der Elemente Heute wissen wir, dass der Atom-Bau die Grundlage des Ordnungs-Prinzips im PSE ist. Die sich wiederholenden bzw. systematisch ändernden Eigenschaften sind nur abgeleitete Merkmale. Als primäres Ordnungs-Prinzip hatte sich ja schon früher die Atom-Masse bewährt. Das jeweils folgende Element besitzt ein Proton mehr im Atom-Kern. Trotzdem steigt die AtomMasse meist um mehrere Atom-Masse-Einheiten (atomare Massen-Einheit u; 1 u = 1,7 * 1027 kg), da neben dem zusätzlichen Proton üblicherweise auch ein oder mehrere Neutronen mit in den Kern eingebaut sind. Je Proton und Neutron steigt das Atom-Gewicht um eine Einheit (1 u), das zusätzliche Gewicht der Elektronen kann vernachlässigt werden, da es drei Zehnerpotenzen kleiner ist Zusätzliche Abweichungen ergeben sich aber auch dadurch, dass ein Element aus mehreren Isotopen (Atome eines Elementes mit unterschiedlicher Neutronen-Zahl bzw. NukleonenZahl) zusammengesetzt sein kann. Desweiteren sind die jeweiligen prozentualen Anteile der Isotope bei jedem Element verschieden, so dass sich hieraus nochmals Abweichungen ergeben. RYDBERG führte 1897 eine Positions-Nummer für jedes Element ein und manifestierte damit die Reihenfolge. Er nannte diese Ordnungszahl. Als Formelzeichen verwenden wir heute den Buchstaben Z. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 120 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 1913 gelang es MOSELEY mit Hilfe von RÖNTGEN-Spektren die Ordnungszahl der Elemente unabhängig vom PSE festzulegen. Er stellte auch den direkten Bezug zwischen der Ordnungszahl und der Protonen-Zahl her. BOHR und CHADWICK konnten später die Ordnungszahl bzw. die dafür ursächliche Protonen-Zahl theoretisch bzw. praktisch beweisen. Basierend auf seinem Atom-Modell unterteilte BOHR die Elemente im PSE in vier große Gruppen / Typen: Typ Bezeichnung Merkmale 1 2 s- und p-Niveaus voll besetzt alle außer das äußerste Niveau sind voll besetzt 3 Edelgase Normal-Elemente (Haupt-Elemente, repräsentative Elemente) Übergangs-Elemente 4 innere Übergangs-Elemente äußere Niveaus sind nicht voll besetzt, die d-Niveaus werden schrittweise aufgefüllt äußere s- und p-Niveaus sind gleich besetzt, Auffüllung erfolgt schrittweise im f-Niveau hierzu gehören alle Nichtmetalle alle sind Metalle Die einzelnen Element-Typen sind durch mehr oder weniger charakteristische Merkmale gekennzeichnet. Am deutlichsten wird dies vielleicht für die Edelgase, die chemisch praktisch nicht reagieren. Bei den ÜbergangsElementen, wie auch bei den inneren Übergangs-Elementen, sind es besonders die Bildung von mehreren Arten von Ionen, die eine Vielzahl von fein differenzierten chemischen Reaktionen einer Lage der Element-Typen (-Gruppen) nach BOHR Reaktions-Klasse (Redox-Reaktionen) im Periodensystem der Elemente zulassen. Das Periodensystem der Elemente wird in Perioden und Gruppen eingeteilt. Die Perioden entsprechen den Zeilen. Aus dem Atombau wird die Zuordnung eines Elementes über die mit Elektronen besetzten Schalen (BOHRsches Atom-Modell) vorgenommen. Ein Element in der 3. Periode besteht aus Atomen, welche die Elektronen-Schalen K, L und M besetzt haben. Dies sind die drei inneren Schalen. Die AußenElektronen der Elemente der 3. Periode liegen somit immer auf der dritten Schale. Die Perioden werden entweder mit arabischen Zahlen oder 3. Periode (Periode 3) mit den Schalen-Buchstaben aus dem BOHRschen Atomim Kurzperiodensystem Modell gekennzeichnet. Für viele Zwecke benötigt man nur die Normal-Elemente. Werden nur sie in einem kleinen Periodensystem dargestellt, sprechen wir vom Kurzperiodensystem. Im sogenannten Langperiodensystem werden zusätzlich noch die ÜbergangsElemente mit angezeigt. Der Name kommt von der breiten oder besser länglichen Darstellung. 4. Periode (Periode 4) im Langperiodensystem BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 121 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Nach der Anzahl der Außen-Elektronen werden die Elemente in Gruppen eingeordnet. Sie sind die Spalten im Periodensystem der Elemente. Zur Kennzeichnung werden hier römische Zahlen benutzt. Jedes Element in der V. Gruppe besitzt also fünf Außen-Elektronen. Sie bestimmen das chemische Verhalten. Hauptsächlich deswegen wurden die Elemente ja auch von MENDELEJEW zu einer Einheit zusammengefasst. Die charakteristischen Eigenschaften haben zu speziellen Namen für die Gruppen geführt. Die Gruppe der Edelgase – also die Elemente der VIII. (Haupt-)Gruppe – sind für viele ein Begriff. Hauptgruppe I. Hauptgruppe II. Hauptgruppe III. Hauptgruppe IV. Hauptgruppe V. Hauptgruppe VI. Hauptgruppe VII. Hauptgruppe VIII. Hauptgruppe Kürzel Ia IIa IIIa IVa Va VIa VIIa VIIIa Benennung Alkali-Metalle Erdalkali-Metalle Bor-Gruppe Cohlenstoff-Gruppe Stickstoff-Gruppe Sauerstoff-Gruppe (Chalkogene) Halogene (Salzbildner) Edelgase (Edelgas-Gruppe) V. (Haupt-)Gruppe im Kurzperiodensystem typische(r) Vertreter Na, K Mg, Ca Al C, Si N2, P O2, S Cl2, Br2 He, Ne Nach dem erweiterten Atom-Modell nach BOHR-SOMMERFELD und SCHRÖDINGER befinden in den Gruppen des Kurzperiodensystems nur die mit s- und p-Außen-Elektronen. Bei ihnen befinden sich die äußersten Elektronen also auf s- oder p-Orbitalen. Da auf den sund p-Orbitalen insgesamt maximal acht Elektronen Platz finden gilt hier die Oktett-Regel im namentlichen Sinne. In den Kurzperioden finden wir somit auch nur acht Elemente. Im Langperiodensystem tauchen zweimal Elemente z.B. mit sieben AußenElektronen auf. Handelt es sich um sogenannte Normal-Elemente (nach BOHR), dann sprechen wir auch von Hauptgruppen-Elemente. Sie stehen alle in der siebenten Hauptgruppe. Zur sicheren Unterscheidung gibt man den Buchstaben a (od. A) hinter der GruppenNummer mit an. Im den neuen IUPAC-Periodensystemen VII. Nebengruppe (VIIb) und VII. Hauptgruppe (VIIa) (IUPAC .. International Union of pure and applied im Langperiodensystem der Elemente Chemistry (Internationale Vereinigung für reine und angewandte Chemie)) werden die Grup- pen im Langperiodensystem von vorne bis hinten (arabisch) durchnummeriert. Leider geht dadurch der ursprüngliche Bau-Gedanke verloren. Da uns hier aber gerade der Bezug von Atombau und Anordnung des Periodensystems interessiert, bleiben wir bei der alten Beschriftung mit römischen Zahlen. Trotz diverser Eigentümlichkeiten finden wir auch bei den Nebengruppen charakteristische Eigenschaften. Sie sind allerdings nicht so markant, wie in den Hauptgruppen. Während in den Hauptgruppen die Außen-Elektronen immer s- oder p-Elektronen sind, liegen die Außen-Elektronen der Nebengruppen-Elemente pro forma auf den d-Orbitalen. Durch Verschmelzung (Hybridisierung) und spezielle Elektronen-Gruppierungen ( ) ergeben sich aber diverse Variabilitäten. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 122 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre In die Zählung der Außen-Elektronen gehen neben den wirklich außen liegenden dElektronen noch die s-Elektronen aus der energetisch darunterliegenden aber höherwertigen (größeren Haupt-Quantenzahl) Schale ein. Bei den Nebengruppen-Elementen der 6. und 7. Periode befinden sich zwischen den d-Orbitalen und dem s-Orbital noch vollbesetzte f-Orbitale. Die sind energetisch so stabil ( durch Vollbesetzung) und so weit innen, dass sie an chemischen Reaktionen nicht mehr teilnehmen. Nebengruppen-Elemente besitzen oft mehrere chemische Wertigkeiten. Dies ergibt sich durch eine schrittweise Einbeziehung der s- bzw. d-Orbitale in Bindungen und besondere Effekte, die sich aus voll- oder halb-besetzten Haupt-Orbitalen ergeben. Nebengruppen od. Übergangs-Metalle Nebengruppe Kürzel Benennung I. Nebengruppe Ib Cupfer-Gruppe II. Nebengruppe IIb Zink-Gruppe III. Nebengruppe IIIb Scandium-Gruppe IV. Nebengruppe IVb Titan-Gruppe V. Nebengruppe Vb Vanadium-Gruppe VI. Nebengruppe VIb Chrom-Gruppe VII. Nebengruppe VIIb Mangan-Gruppe VIII. Nebengruppe VIIIb Eisen- und Platin-Metalle typische(r) Vertreter Cu, Ag, Au Zn Sc Ti V Cr Mn Fe, Co, Ni Für die Schul-Chemie spielen die Super-Nebengruppen – auch als Lanthaniden und Actiniden bezeichnet – kaum eine Rolle. In der technischen Nutzung sieht das heute ganz anders aus. Diese Elemente werden auch als seltene Erden geführt. Ohne sie läuft in der modernen Elektronik oder HiTech-Produktion nichts mehr. Die Lanthaniden (Lanthanoide) sind die Elemente mit äußeren 6d-Orbitalen. Elemente mit äußeren 7d-Orbitalen finden wir in der Gruppe der Actiniden (Actinoide) wieder. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 123 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Q: commons.wikimedia.org (Dr.cueppers et al; leicht geänd.: dre) BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 124 - (c,p) 2009-2013 lern-soft-projekt: drews 4.3.1. Gesetzmäßigkeiten und systhematische Zusammenhänge im PSE Eine der Ausgangs-Bedingungen für die Erstellung des Periodensystems durch MENDELEJEW war die Regelmäßigkeit bestimmter Eigenschaften innerhalb der Elemente. Diese wollen wir uns hier noch einmal detailliert ansehen. Im Allgemein werden die Edelgase bei den Betrachtungen ausgeklammert. Sie stellen einfach eine herausgehobene Gruppe dar. innerhalb einer Periode verändern sich bestimmte Element-Eigenschaften gesetzmäßig in anderen Perioden wiederholen sich die Veränderungen der Element-Eigenschaften ähnlich In den nachfolgen schematischen PSE-Abbildungen kennzeichnen wir die quantitativen Veränderungen durch Balken mit veränderlicher Dicke. Beachten Sie, dass es sich nicht um Pfeile handelt. Die Dicke gibt die relative Ausprägung der betrachteten Eigenschaft wieder. Kleine Unregelmäßigkeiten werden dabei einfach übergangen, um die Grund-Prinzipien deutlich zu machen. Abnahme der Quantität innerhalb der Periode (Zeile) Zunahme der Quantität innerhalb der Periode (Zeile) Quantität verändert sich nicht innerhalb der Periode (Zeile) auch innerhalb einer Gruppe und zu den nächsten Gruppen hin gibt es solche Effekte charakteristisch ist aber ein ähnliches chemisches Verhalten der Elemente einer Gruppe besonders deutlich bei den Hauptgruppen-Elementen Abnahme in der Gruppe Zunahme in der Gruppe keine Veränderung Aufgaben: 1. Geben Sie an, welchen Quantitäts-Balken Sie für die folgenden Sachverhalte nutzen würden! Begründen Sie Ihre Wahl! a) Veränderung der Ordnungszahl innerhalb der Periode b) Protonen-Anzahl eines Atoms des Elementes innerhalb der Gruppe c) Anzahl der Außen-Elektronen innerhalb der Periode d) Anzahl der Außen-Elektronen innerhalb einer beliebigen Gruppe 2. Prüfen Sie an, ob die Veränderungen für jede Periode / jede Gruppe gültig sind! BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 125 - (c,p) 2009-2013 lern-soft-projekt: drews Atom-Größe Atom-Radius [pm] HGr. I Per. 1H II III IV V VI VII VIII 2He 1 25 3Li 150 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne 2 152 112 88 77 70 66 64 160 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar 186 19K 160 20Ca 143 31Ga 117 32Ge 110 33As 104 34Se 99 35Br 190 36Kr 231 37Rb 197 38Sr 122 49In 123 50Sn 125 51Sb 116 52Te 53I 200 54Xe 244 55Cs 215 56Ba 136 81Tl 151 82Pb 145 83Bi 143 84Po 85At 220 86Rn 262 87Fr 217 170 175 155 88Ra 260 220 3 4 5 6 7 Daten-Q: /15, S. 27/, /17/, de.wikipedia.org BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 126 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Wie man aus der vorstehenden Übersicht sehr gut ablesen kann, nehmen in den Hauptgruppen die Atom-Radien von oben nach unten (also mit steigender Ordnungs-Zahl) zu. Da die Atome ja auch mit jeder höheren Periode auch eine zusätzliche – weiter außen liegende – Elektronen-Schale enthalten, erscheint das auch logisch. Innerhalb der Perioden nimmt der Atom-Radius ab. Dies kommt uns auf den ersten Blick doch etwas komisch vor. Aber wegen der stärkeren Anziehung von immer mehr Ladungs-Trägern (Protonen im Kern und Elektronen in der Hülle) ist auch das erklärbar. Die Anziehungskraft, der immer mehr vorhandenen Protonen auf das einzelne Elektron verstärkt sich immer mehr. Die Elektronen werden dadurch näher zum Kern gezogen. In der Konsequenz ergibt sich eine kleinere Atom-Hülle, also auch ein kleiner Atom-Radius. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 127 - Veränderung der Atom-Radien im Kurzperiodensystem (c,p) 2009-2013 lsp: dre Ionisierungs-Energien Die Ionisierungs-Energie ist die Energie, die benötigt wird, um ein (bestimmtes) Elektron aus der Atom-Hülle eines Atoms zu entfernen (Das Elektron wird soweit vom Kern entfernt, bis dieser praktisch keinen Einfluss mehr auf dessen Bewegung hat.) Für Chemiker sind vor allem die Ionisierungs-Energien der Außen-Elektronen interessant, da diese ja an den chemischen Reaktionen beteiligt sind. Q: de.wikipedia.org (Sponk) Nun wissen wir auch schon, dass gar nicht alle Atome so gerne Elektronen abgeben. Denken wir z.B. an das Chlor. Sie sind eher bestrebt, Elektronen aufzunehmen. Trotzdem sind Physiker natürlich in der Lage aus jedem Atom ein Elektron zu entfernen – koste es (Energie) was es wolle. Somit ist auch die 1. Ionisierungs-Energie – also die Entfernung eines / des ersten Elektrons aus der Hülle – für jedes Atom ermittelbar. Das bietet uns die Möglichkeit die Ionisierungs-Energie über das gesamte Periodensystem zu verfolgen. Innerhalb der Perioden nimmt die Ionisierungs-Energie immer mehr zu. Es wird immer schwieriger ein Elektron aus dem Atom zu entfernen. Wir wissen ja auch schon, dass bei den Atomen der höheren Gruppen eher die Tendenz zu verzeichnen ist, ein Elektron aufzunehmen, da ist sehr viel Energie notwendig, um solchen Atomen ein Elektron zu entVeränderung der reißen. Die Elemente der niederen Gruppen haben von sich 1. Ionisierungs-Energie aus schon die Tendenz die wenigen Außen-Elektronen losim Kurzperiodensystem zuwerden, um für sich eine energetisch günstigere Elektronen-Konfiguration zu erreichen. In den höheren Perioden wird es immer einfacher, die weit von Kern entfernten Elektronen aus der Hülle zu entfernen. Innerhalb der Gruppen wird die dafür benötigte Energie immer kleiner werden. Also nimmt die Ionisierungs-Energie innerhalb der Gruppen immer ab. Die Möglichkeit – ein Elektron aus der Hülle abzugeben – ist aber unter natürlichen Bedingungen (in der praktischen Chemie) nicht für jedes Atom realisierbar. Besonders die Elemente der VI. und VII. Hauptgruppe nehmen lieber Elektronen auf. Wenn man sich die Veränderung der Ionen-Radien im PSE anschauen will, dann muß man die wirkliche Ionen-Bildung mit beachten. Trotzdem ergeben sich Tendenzen, die für die Kationen- bzw. Anionen-Bildner gelten, als auch solche die für beide Ionen-Arten unabhängig voneinander gelten. In jedem Fall nimmt die Ionen-Größe (Radius) innerhalb der Periode für eine Ionen-Art immer ab. Innerhalb der Gruppe gilt, dass die gleichartigen Ionen immer größer werden. Dies darf aber nicht darüber BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 128 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre hinwegtäuschen, dass viele Atome niemals Kationen bzw. andere keine Anionen bilden werden. Ionen-Radius [pm] HGr. I Per. 1H 1 II III IV V VI VII VIII 2He . 3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne 74 (+) 11Na 35 (2+) 12Mg 23 (3+) 13Al 16 (4+) 14Si 16 (3+) 15P 140 (2-) 16S 131 (-) 17Cl 18Ar 102 (+) 19K 72 (2+) 20Ca 53 (3+) 31Ga 40 (4+) 32Ge 44 (3+) 33As 184 (2-) 34Se 181 (-) 35Br 36Kr 138 (+) 37Rb 99 (2+) 38Sr 62 (3+) 49In 53 (4+) 50Sn 58 (3+) 51Sb 198 (2-) 52Te 195 (-) 53I 54Xe 149 (+) 55Cs 112 (2+) 56Ba 81 (3+) 81Tl 71 (4+) 82Pb 76 (3+) 83Bi 221 (2-) 84Po 216 (-) 85At 86Rn 170 (+) 87Fr 136 (2+) 88Ra 150 (+) 118 (2+) 102 (3+) 67 (6+) 180 (+) 143 (2+) 2 3 4 5 6 7 Daten-Q: /17/ Aufgaben: 1. Geben Sie für die die einfach ionisierten (-1 Elektron) Elemente der 2. Periode die Elektronen-Konfiguation in der PAULING-Schreibweise an! 2. Stellen Sie die Elektronen-Konfigurationen in der vollständigen TextSchreibweise für die einfach ionisierten Elemente der 3. Periode auf! BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 129 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Ionisierungs-Energien OZ Sym. 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca ElektronenKonfiguration 1 1s 2 1s 2 1 1s 2s 2 2 1s 2s 2 2 1 1s 2s 2p 2 2 2 1s 2s 2p 2 2 3 1s 2s 2p 2 2 4 1s 2s 2p 2 2 5 1s 2s 2p 2 2 6 1s 2s 2p 1 [10Ne] 3s 2 [10Ne] 3s 2 1 [10Ne] 3s 3p 2 2 [10Ne] 3s 3p 2 3 [10Ne] 3s 3p 2 4 [10Ne] 3s 3p 2 5 [10Ne] 3s 3p 2 6 [10Ne] 3s 3p 1 [18Ar] 4s 2 [18Ar] 4s 1. 14 25 5 9 8 11 15 14 17 22 5 8 6 8 11 10 13 16 4 6 2. 55 75 18 25 24 30 35 35 41 47 15 19 16 20 23 24 28 32 12 3. 122 154 38 48 47 55 63 64 72 80 28 34 30 35 40 41 46 51 … Ionisierungs-Energie [eV] 4. 5. 6. 7. 218 260 65 78 77 87 97 99 109 120 45 51 47 54 60 61 67 340 392 98 114 114 126 139 141 154 167 65 73 68 75 83 84 490 552 138 157 158 172 187 190 205 220 88 97 91 101 111 667 739 185 207 208 225 242 246 263 281 114 124 120 127 8. 9. 10. 871 954 238 264 166 285 303 309 329 348 144 155 151 1100 1190 300 328 332 349 380 379 399 434 176 189 1350 1460 367 399 407 433 459 453 494 501 211 1 eV = 1,6 * 10-19 J = 0,16 aJ Aufgaben: 1. Berechnen Sie für Cohlenstoff, Aluminium, Chlor und Calcium alle Ionisierungs-Energie-Differenzen für benachbarte Ionisierungs-Energien! 2. Stellen Sie die Differenzen von Aufgabe 1 graphisch (gegen die Stufe) für jedes Element einzeln dar! 2. Interpretieren Sie die Kurven-Verläufe bzw. die Energie-Differenzen! BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 130 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Wertigkeiten in Verbindungen stöchiometrische Wertigkeit Die stöchiometrische Wertigkeit eines Elementes gibt an, mit wievielen Atomen eines anderen Elements es sich binden kann. Da man festgestellt hat, dass Wasserstoff mit einer Wertigkeit von "Eins" praktisch die kleinste Wertigkeit hat, wird Wasserstoff als Referenz betrachtet. Die Wertigkeit beschreibt die mögliche Elektronen-Aufnahme oder -Abgabe für ein Atom, also praktisch die Ionen-Bildung. Dabei werden aber nur die absoluten Ladungen betrachtet. Es interessiert nicht, ob die Elektronen aufgenommen oder abgegeben werden. Die Wertigkeit macht vielmehr eine Aussage darüber, wieviele Elektronen eines Atoms in Bindungen eingehen. Praktisch wird auch eine Aussage darüber gemacht, wieviele Elektronen abgegeben oder aufgenommen werden müssen, um die nächst günstigste Edelgas-Konfiguration zu erzielen. Hauptgruppe Atom Ion I Li II Be III B V N N3 VI O O2 VII F F VIII Ne B3+ IV C 4+ C , C4 Li+ Be2+ Elektronen-Aufnahme od. -Abgabe 1 2 3 4 3 2 1 0 stöchiometrische Wertigkeit I II III IV III II I Wenn wir also von der stöchiometrischen Wertigkeit sprechen meinen wir praktisch immer die Wertigkeit gegenüber Wasserstoff ( Wertigkeit gegenüber Wasserstoff). Im Prinzip könnte man natürlich bei jeder Verbindung eine spezielle Wertigkeit der Elemente untereinander ausmachen. Das macht aber wissenschaftlich nur selten Sinn. Ein besonderen Fall haben wir noch bei Sauerstoff. Die Verbrennung / Oxidation von Stoffen / Elementen ist eine der ältesten chemischen Interessen. Deshalb wird die Wertigkeit gegenüber Sauerstoff gesondert betrachtet ( Wertigkeit gegenüber Sauerstoff). BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 131 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Oxidationszahl BK_SekII_allgChem_BioEL.docx (c,p) 2009-2013 lern-soft-projekt: drews 86 85 84 83 82 Tl Pb Bi Po At Rn 81 56 55 54 53 52 51 In Sn Sb Te I Xe Cs Ba 50 38 37 49 - 132 - 36 35 34 33 Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr 32 31 20 19 18 17 16 15 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca 1 2 Symbol OZ charakteristische (häufig vorkommende) Oxidationszahlen bei Hauptgruppen-Elementen +7 +6 +5 +4 +3 +2 +1 ±0 -1 -2 -3 (c,p) 2009-2013 lsp: dre 80 79 78 77 76 75 74 Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg 73 48 47 46 45 72 - 133 - 44 43 42 41 40 Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd 30 29 28 39 BK_SekII_allgChem_BioEL.docx 27 26 25 24 23 Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn 21 22 Symbol OZ charakteristische (häufig vorkommende) Oxidationszahlen bei Nebengruppen-Elementen +8 +7 +6 +5 +4 +3 +2 +1 ±0 -1 -2 -3 Wertigkeit gegenüber Wasserstoff Bei den Reaktionen der Elemente binden sich diese immer in festen ganzzahligen Verhältnissen ( ). Mit der Wertigkeit wird dieses Zahlen-Verhältnis für jede Element-Kombination charakterisiert. Dabei hat man schon sehr frühzeitig festgestellt, dass Wasserstoff sich immer mit einer Wertigkeit von I (römische Eins) bindet. Deshalb wird diese Wertigkeit auch als Basis benutzt. Trotzdem kann man für jede andere Element-Kombination völlig andere Wertigkeiten ermittel. Sehr häufig wird auch noch die Wertigkeit gegenüber Sauerstoff verwendet. Die Oxide waren ja schon bei den Alchemisten ein beliebter Forschungs-Gegenstand. typisch ist eine Wertigkeit, die sich aus der kleinsten Elektronen-Differenz zum Erreichen einer vollen Valenz-Schale ergeben. Für die Elemente der Gruppen I bis III sind das die Abgabe von ein bis drei Außen-Elektronen. Somit entspricht deren Wertigkeit der HauptgruppenNummer. Bei den Elementen der Gruppen V bis VII ist die Aufnahme von Elektronen günstiger. Hier ist die Wertigkeit gegenüber Wasserstoff deshalb die Differenz aus acht und der Gruppennummer. Die Halogene haben somit die Wertigkeit I, die Chalkogene die II und die Elemente der Stickstoff-Gruppe die Wertigkeit III. Die Elemente der IV. Hauptgruppe können sowohl Elektronen aufnehmen, als auch abgeben, um eine volle Schale zu erreichen. Bei ihnen ist die Wertigkeit IV. Für die Edelgase entfällt die Aufstellung einer Wertigkeit, da sie nicht mit Wasserstoff reagieren. In der 2. Periode lassen sich die Wertigkeiten sehr schön an den Wasserstoff-Verbindungen zeigen: Hauptgruppe H-Verb. Name d. Verb. Wertigkeit genüber H I LiH II BeH2 III BH3 IV CH4 V NH3 VI H2O VII HF Lithiumhydrid Beryliumhydrid Borhydrid Methan Ammoniak Wasser Fluorwasserstoff I II III IV III II I ge- VIII Wiederholt man die Erarbeitung der Wertigkeit für die nächsten Perioden, dann findet man ein recht stabiles System. Die Wertigkeit steigt bis zur IV. Hauptgruppe, um dann wieder bis zur VII. Hauptgruppe abzunehmen. Veränderung der Wertigkeit zu Wasserstoff im Kurzperiodensystem BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 134 - (c,p) 2009-2013 lern-soft-projekt: drews Wertigkeit gegenüber Sauerstoff hier eignet sich die 3. Periode besser zur Darstellung der Gesetzmäßigkeiten, in der zweiten Periode gibt es einige Besonderheiten, die eine Erkennung der Gesetzmäßigkeiten etwas erschweren Hauptgruppe höchstoxidierte Verb. Name d. Verb. I Na2O II MgO III Al2O3 IV SiO2 V P2O5 VI SO3 VII Cl2O7 Natriumoxid Magnesiumoxid Aluminium(III)-oxid Siliciumdioxid Phosphorpentoxid Schwefeltrioxid Dichlorheptoxid I II III IV V VI VII Wertigkeit gegenüber O VIII gegenüber Sauerstoff entspricht also die (größt-mögliche) Wertigkeit der HauptgruppenNummer (Sauerstoff besitzt hier als Bezugs-System die (stöchiometrische) Wertigkeit: II (zwei)). Damit vermeidet man gebrochene Zahlen, wenn man z.B. Sauerstoff auf eine Wertigkeit von "Eins" setzen würde, bzw. veränderliche Wertigkeiten auch für Sauerstoff, wenn man immer das einfachste ganzzahlige Verhältnis nutzen würde. bei Elementen höherer Gruppen gibt es auch Oxide mit geringerer Wertigkeit. Sie können mit weiterem Sauerstoff später noch weiter und höher oxidiert werden. maximal aber nur bis zur oben aufgezeigten Wertigkeit gegenüber Sauerstoff. Betrachten wir zuerst ein einfaches Beispiel – die Oxide des Schwefel: IV II S + O2 SO2 Schwefeldioxid VI II SO2 + ½ O2 SO3 Schwefeltrioxid Die höchste auftretende Wertigkeit ist die VI (sechs) beim Schwefeltrioxid, welche genau der Hauptgruppen-Nummer entspricht.. Chlor bildet noch wesentlich mehr verschiedene Oxide: Veränderung der Wertigkeit zu Sauerstoff im Kurzperiodensystem I II Cl2 + ½ O2 Cl2O Dichlormonoxid I II Cl2O6 + ½ O2 II II Cl2O2 Dichlordioxid II II Cl2O2 + ½ O2 III II Cl2O3 Dichlortrioxid III II Cl2O3 + ½ O2 IV II Cl2O4 Dichlortetraoxid IV II Cl2O4 + ½ O2 V II Cl2O5 Dichlorpentoxid BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 135 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre V II Cl2O5 + ½ O2 VI II Cl2O6 Dichlorhexoxid VI II Cl2O6 + ½ O2 VII II Cl2O7 Dichlorheptoxid Aufgaben: 1. Stellen Sie eine Tabelle mit den Oxiden der 2. Periode auf! Beachten Sie dabei die gefundene Gesetzmäßigkeit aus der obigen Tabelle! Prüfen Sie mit Hilfe Ihres Tabellen-Buches / Ihrer Formel-Sammlung, ob es die entsprechenden Oxide gibt? 2. Finden Sie die verschiedenen Oxide von Stickstoff! Geben Sie für jedes Oxid an, wie groß die Wertigkeit des Stickstoffs hier jeweils ist! BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 136 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Elektronegativität (nach PAULING) Unter der Elektro-Negativität (Abk.: EN; Formel-Zeichen: (chi)) versteht man das Maß für die Fähigkeit eines Atoms Bindungs-Elektronen (in einer Bindung) zu sich zu ziehen. Diese Eigenschaft ist von den Ladungen innerhalb des Atoms (Anzahl der Protonen), der Größe des Atoms und seiner Ionisierungs-Energie abhängig. Die Elektronegativität nach Linus PAULING legt eine relative Skala an. Dabei erhält das elektronegativste Element Fluor den willkürlichen Wert 4,0 (exakt 3,98 (Referenzwert)). Je weniger die Elemente in Bindungen die Elektronen-Paare zu sich ziehen können, als umso elektropositiver gelten die Elemente. Die Elektronegativität lässt sich mit Hilfe einer Formel, die PAULING entwickelt hat, genau berechnen. In diese geht die Energie ein, die bei der Trennung der Bindung gebraucht wird (Bindungsdissoziations-Energie). Als Referenzwert dient – wie schon gesagt – das Element Fluor mit 3,98. Die Elemente Cäsium und Franzium sind die elektropositivsten Elemente des PSE und besitzen den Wert 0,7. Mit der Elektronegativität lässt sich die Art der Bindung zwischen zwei Atomen relativ einfach charakterisieren. Berechnet wird dazu die absolute Differenz zwischen den Elektronegativitäten der beiden Bindungs-Atome. EN = 0 kovalente Bindung (Atom-Bindung) bzw. Metall-Bindung 0 < EN < 1,7 EN ≥ 1,7 HGr. Per. I II 1H 2,1 3Li 1,0 11Na 0,9 19K 0,8 37Rb 0,8 55Cs 0,7 87Fr 1 2 3 4 5 6 7 0,7 EN kovalente Bindung mit polarem Charakter (Atombindung mit IonenCharakter) polare Bindung (Ionen-Bindung, Ionen-Beziehung) III IV V VI VII VIII 2He 4Be 5B 6C 7N 8O 3,0 15P 2,1 33As 2,0 51Sb 1,9 83Bi 1,9 3,5 16S 2,5 34Se 2,4 52Te 2,1 84Po 2,0 1,5 2,0 2,5 12Mg 13Al 14Si 1,2 20Ca 1,0 38Sr 1,0 56Ba 0,9 88Ra 1,5 31Ga 1,6 49In 1,7 81Tl 1,8 1,8 32Ge 1,7 50Sn 1,8 82Pb 1,8 0,8 – 1,1 1,2 – 1,5 1,6 – 1,9 2,0 – 2,3 2,4 – 2,7 2,8 – 3,1 9F 3,2 – 3,6 10Ne 4,0 17Cl 3,0 35Br 2,8 53I 2,5 85At 2,2 3,7 – 3,9 18Ar 36Kr 54Xe 86Rn 4,0 Zusammengefasst kann man die folgenden Gruppen mit charakteristischen Elektronegativitäts-Werten finden: Edelgase mit der EN = 0 Alkali-Metalle mit einer EN ≤ 1 alle anderen Metalle mit EN im Bereich von 1 bis 2,4 Halb-Metalle mit EN im Bereich von 1,8 bis 2,4 Nicht-Metalle mit einer EN ≥ 2,4 (bis max. 4,0) BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 137 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Innerhalb der Hauptgruppen nimmt die Elektronegativität immer ab. Da die Atome immer größer werden, sinkt der Einfluss des Atom-Kerns auf die weiter außen liegenden Elektronen immer mehr ab. Der Effekt ist bei den höheren Gruppen wesentlich deutlicher als bei niedrigen. Betrachtet man die Perioden mit (relativ) ähnlichen Atom-Größen, dann nimmt die Elektronegativität innerhalb der Periode immer zu. Wir haben ja schon bei den Atom-Radien festgestellt, dass dies im Wesentlichen mit der steigenden Ladung der Kerne zu tun hat. Veränderung der Elektronegativität Höhere Perioden zeigen – wegen der insgesamt größeim Kurzperiodensystem ren Atome – einen kleineren Anstieg der Elektronegativität. Wasserstoff nimmt eine Sonderstellung ein, wenn man es innerhalb der Gruppe oder Periode betrachtet. Betrachtet man es aber als Element auf einer Diagonalen von links oben nach rechts unten, dann nimmt es einen der dort typischen mittleren Werte ein. Die besprochenen Tendenzen gelten fast uneingeschränkt auch für das gesamte PSE. Lediglich im Bereich der VIII. und der I. Nebengruppe (Spalten 8 -11) gibt es einen lokalen Anstieg. Diese sind bedingt durch Elektronen-Konfigurationen, denen nur wenige Elektronen fehlen, um besonders Energie-günstige Konfigurationen einzunehmen. Andere Skalen der Elektronegativität (nach Tendenzen der Elektronegativität (nach PAULING) im LangperiodenSystem der Elemente MULLIKEN, ALLRED und ROCHOW, ALLEN oder SANDERSON), die zumeist stärker physika- lische Grund-Werte (Ionisierungs-Energie, Elektronen-Anziehungskräfte), unterscheiden sich praktisch nur geringfügig. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 138 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Metall- und Nichtmetall-Charakter Metall-Charakter ist durch die Neigung des Atoms geprägt, (Außen-)Elektronen bevorzug abzugeben (elektropositiver Charakter) zu den Metall-Eigenschaften zählen (phänomenologisch): fester Aggregatzustand (Ausnahme: Quecksilber, kristalline Struktur metallischer Glanz graue bis silberne Farbe (wenige Ausnahmen: Cupfer, Gold) gute Wärme-Leitfähigkeit sehr gute elektrische Leitfähigkeit Duktilität (plastische Verformbarkeit (plastische Verformung vor Bruch); früher Synonym: Schmiedbarkeit) Metall-Charakter nimmt bei den HauptgruppenElementen innerhalb der Periode ab und innerhalb der Gruppe zu (metallischstes Element ist Francium) damit assoziiert: Base-Charakter des Elementes / der Oxide ( Säure- und Base-Charakter (der Oxide)) Veränderung der Metall-Charakters im Kurzperiodensystem Nichtmetall-Charakter ist die Neigung eines Atoms bevorzugt Elektronen abzugeben (elektronegativer Charakter) typisch sind geringe oder fehlende elektrische Leitfähigkeit, geringe Wärme-Leitfähigkeit, eher farbig und selten glänzend, eher flüssig oder gasförmig, amorph damit assoziiert: Säure-Charakter des Elementes / der Oxide ( Säure- und Base-Charakter (der Oxide)) Nichtmetall-Charakter nimmt innerhalb der Periode zu und innerhalb der Gruppe ab (nicht-metallischtes Element ist Fluor) Veränderung des Nichtmetall-Charakters im Kurzperiodensystem BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 139 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre HGr. Per. 1 2 3 4 5 6 7 I II III IV V VI VII 1H VIII 2He 3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar 19K 20Ca 31Ga 32Ge 33As 34Se 35Br 36Kr 37Rb 38Sr 49In 50Sn 51Sb 52Te 53I 54Xe 55Cs 56Ba 81Tl 82Pb 83Bi 84Po 85At 86Rn 87Fr 88Ra Bor-Astat-Trennlinie bei Einbeziehung der Halbmetalle als Übergangs-Klasse ergibt sich ein differenzierteres Bild mit der gleichen Grundtendenz HGr. Per. 1 2 3 4 5 6 7 I II III IV V VI VII 1H VIII 2He 3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar 19K 20Ca 31Ga 32Ge 33As 34Se 35Br 36Kr 37Rb 38Sr 49In 50Sn 51Sb 52Te 53I 54Xe 55Cs 56Ba 81Tl 82Pb 83Bi 84Po 85At 86Rn 87Fr 88Ra BK_SekII_allgChem_BioEL.docx Bor-Astat-Trennlinie - 140 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Säure- und Base-Charakter (der Oxide) Lässt man die Oxide der verschiedenen Elemente mit Wasser reagieren, dann erhält man saure, neutrale oder basische Lösungen. HGr. Per. I II III IV V VI VII 1H 1 2 3 4 5 6 7 VIII 2He 3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar 19K 20Ca 31Ga 32Ge 33As 34Se 35Br 36Kr 37Rb 38Sr 49In 50Sn 51Sb 52Te 53I 54Xe 55Cs 56Ba 81Tl 82Pb 83Bi 84Po 85At 86Rn 87Fr 88Ra Charakter des Oxides: sauer neutral amphoter basisch Säure-Charakter der Oxide: nimmt innerhalb der Periode zu innerhalb der Gruppen nimmt der Säure-Charakter ab stärkste saure "Oxide" sind die des Fluor, diese sind aber laut Benennung-Regeln (IUPAC) als Sauerstofffluoride zu bezeichnen! bilden bei Kontakt mit Wasser sofort die giftige und stark ätzende Fluorwasserstoffsäure (Flußsäure) Nm + n O2 Nichtmetall NmOx Nichtmetalloxid NmOx + H2O HyNmOz Nichtmetalloxid Säure HyNmOz + y H2O y H3O+ Säure Veränderung des SäureCharakter der Oxid im Kurzperiodensystem + Hydronium-Ion - NmOy Säurerest-Ion Beispiele: 2 F + ½ O2 OF2 OF2 + H2O 2 HF + O2 HF + H2O BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - H3O+ + F - 141 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre S + O2 SO2 SO2 + H2O H2SO3 schweflige Säure - 2 H3O+ + SO32 H2SO3 + 2 H2O S + 1½ O2 SO3 SO3 + H2O H2SO4 Schwefelsäure - 2 H3O+ + SO32 H2SO4 + 2 H2O Base-Charakter der Oxide: nimmt innerhalb der Periode ab innerhalb der Gruppen nimmt der Säure-Charakter zu stärkstes basisches Oxid ist Franciumoxid M + O2 MOx Metall Metalloxid MOx + n H2O M(OH)y Metalloxid Metallhydroxid - M(OH)y My+ + y OH Metallhydroxid Metall-Ion Hydroxid-Ion Baserest-Ion Veränderung des BaseCharakter der Oxid im Kurzperiodensystem Beispiele: Fr + O2 Fr2O + H2O FrOH Na + O2 Na2O + H2O NaOH Mg + O2 MgO + H2O Mg(OH)2 BK_SekII_allgChem_BioEL.docx Fr2O 2 FrOH - Fr+ + OH Na2O 2 NaOH - Na+ + OH MgO Mg(OH)2 - Mg2+ + 2 OH - 142 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Schmelz- und Siede-Temperaturen innerhalb einer Gruppe zumeist eindeutige Tendenz zu beobachten, deren Richtung aber scheinbar dreht innerhalb einer Periode zeichnen sich aber keine eindeutigen Trends ab Schmelz-Temperatur Fp [°C] (Flusspunkt, Erstarrungs-Temperatur) HGr. I II III IV V VI Per. 1H 1 2 3 4 5 6 7 3Li 180 11Na 98 19K 64 37Rb 39 55Cs 29 87Fr 4Be 5B 6C 7N 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 20Ca 31Ga 32Ge 33As 34Se 38Sr 49In 50Sn 51Sb 52Te 56Ba 81Tl 82Pb 83Bi 84Po VIII 2He 9F -220 17Cl -101 35Br -7 53I 114 85At -270 10Ne -249 18Ar -189 36Kr -157 54Xe -112 86Rn 88Ra T [°C] >1000 > 800 – 1000 >600 – 800 >400 – 600 >250 – 400 > 100 – 250 > 50 – 100 > 0 – 50 >-150 – 0 -273 – -150 BK_SekII_allgChem_BioEL.docx 8O VII - 143 - T [K] >1273 >1073 – 1273 >873 – 1073 >673 – 873 >523 – 673 >373 – 523 >323 – 373 >273 – 323 >123 – 273 0 – 123 (c,p) 2009-2013 lsp: dre Siede-Temperatur Kp [°C] (Kochpunkt, Kondensations-Temperatur) HGr. I II III IV V VI Per. 1H 1 2 3 4 5 6 7 3Li 1330 11Na 892 19K 760 37Rb 688 55Cs 690 87Fr 4Be 5B 6C 7N 8O 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 20Ca 31Ga 32Ge 33As 34Se 38Sr 49In 50Sn 51Sb 52Te 56Ba 81Tl 82Pb 83Bi 84Po VII 9F -188 17Cl -35 35Br 58 53I 183 85At VIII 2He -269 10Ne -246 18Ar -186 36Kr -152 54Xe -108 86Rn 88Ra interessante Links: http://www.webelements.com diverse Tabellen und Übersichten rund um das PSE BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 144 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Q: de.wikipedia.org (Dr.cueppers et al.; geänd. dre) BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 145 - (c,p) 2009-2013 lern-soft-projekt: drews Aufgaben (für Wiederholungen, Übungen und z.B. zur Vorbereitung auf Kontrollen) 1. Erläutern Sie den Aufbau des Periodensystems der Elemente! Welche Prinzipien wurden für den Aufbau benutzt? 2. Skizzieren Sie ein Atom (Modell nach BOHR) und benennen Sie die Teile! 3. Zeichen Sie in die folgenden Skizzen die Elektronen-Anordnung entsprechend dem BOHRschen Atom-Modell für die angegebenen Elemente ein! 10Ne 13Al 35Br 4. Erläutern Sie, was man in der Chemie unter der Oktett-Regel versteht! 5. Geben Sie für die folgenden Elemente die vollständige ElektronenKonfiguration in der Textschreibweise an! a) 3Li b) 12Mg c) 13Al d) 7N e) 8O f) 36Kr 6. Wie lautet die Elektronen-Konfiguration für die folgenden Elemente in der vollständigen PAULING-Schreibweise? a) 14 Si b) 35Br c) 47Ag 7. Stellen Sie für die folgenden Elemente für jeweils ein Atom das Energieniveau-Schemata auf! a) 1H b) 4Be c) 6C d) 18Ar 8. Was versteht man unter einem Absorptions-Spektrum? Wie entsteht so etwas? Erläutern Sie kurz! 9. Ein Mitschüler hat das nebenstehende Schema für das Chlorid-Ion in seinem Hefter. Finden Sie mindestens 10 Fehler und berichtigen Sie diese! 10. Von einem Experiment ist das folgende Spektrum liegen geblieben. Um welche Art Spektrum handelt es sich? Begründen Sie Ihre Meinung! Wie könnte das Spektrum entstanden sein? Q: en.wikipedia.org (Artem Karimov + JMPerez) BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 146 - (c,p) 2009-2013 lern-soft-projekt: drews 11. Stellen Sie für die folgenden Elemente eine verkürzte ElektronenKonfiguration sowohl für das Atom als auch für das typische Ion auf! Geben Sie die chemische Gleichung für die Ionen-Bildung mit an! a) 3Li b) 12Mg c) 13Al d) 8O 12. Was versteht man unter der Elektronegativität (nach PAULING)? Wie verändert sich die Elektronegativität innerhalb des Periodensystems der Elemente? für die gehobene Anspruchsebene: ?. Vergleichen Sie die Elektronen-Konfiguration der folgenden Stoffe! Erläutern Sie, warum diese so sein müssen! 12 C 14C BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 147 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 4.4. chemische Bindung und Bindungs-Arten Eine der wichtigsten Grundfragen in der Chemie ist Klärung des inneren Zusammenhaltes der verschiedenen Stoffe. Wieso verbinden sich Elemente zu – teilweise unterschiedlichen – Stoffen. Wie hält diese Verknüpfung (/ Verbindung)? Warum können manche Verbindungen leicht getrennt werden, während andere unverwüstlich erscheinen? Wie bilden sich die Verknüpfungen? auf Grund verschiedener Stoff-Eigenschaften schließen die Chemiker heute auf verschiedene Arten von Bindungen. Besonders die Schmelz- und die Siede-Temperatur, aber auch die Wasser-Löslichkeit oder die elektrische Leitfähigkeit werden zur phänomenologischen Unterscheidung verschiedener Bindungen herangezogen. Die unterschiedlichen StoffEigenschaften lassen auf verschiedene Bau-Typen schließen. Für vergleichende Betrachtungen hinsichtlich des Baus werden die Stoffe in den festen Zustand gebracht bzw. gedacht. Dabei entstehen zumeist sehr geordnete Systeme, die in Anlehnung an die typischen Salz-Strukturen Kristalle genannt werden. In der nachfolgenden mehrseitigen Tabelle sind die verschiedenen Bau-Typen von Stoffen zusammengestellt. Beachten Sie aber unbedingt, dass zuerst zwar die gasförmigen und flüssigen Zustände beschrieben werden, diese aber nicht repräsentativ für einen "Kristall" sind. Da aber viele Stoffe bei Zimmer-Temperatur als Flüssigkeit oder Gas vorkommen, sind diese Zustände mit aufgeführt. Prinzipiell kann man sich den entsprechenden Stoff mehr oder weniger stark abgekühlt als Feststoff vorstellen oder auch herstellen. Wegen der Übersichtlichkeit sind die Teilchen selbst nur zwei-dimensional und auch die Aufenthalts-Räume ist nur als Fläche dargestellt. Der "Raum" für den gasförmigen Zustand müsste deutlich größer sein, wenn man gleiche Druck-Verhältnisse unterstellt. Die verschiedenen Bau-Typen lassen sich nur durch einen unterschiedlichen inneren Bau erklären. Da der Wechsel des Aggregatzustandes nicht den Stoff an sich ändert, müssen viele Stoff-Eigenschaften aus dem Bau der Bau-Elemente oder deren Verknüpfungen untereinander resultieren. Die Verknüpfung von Atomen oder Ionen werden chemische Bindungen genannt. Durch Bindungen entstehen neue Stoffe – Verbindungen genannt – mit neuen Eigenschaften. Eine gewisse Ausnahme davon können Stoffe sein, die nur aus einer Art Atome bestehen, aber molekular gebaut sind. Dies sind die molekular-vorkommende Elemente. Derzeit postulierte Bindungs-Arten sind: Atom-Bindung bzw. kovalente Bindung Ionen-Bindung bzw. Ionen-Beziehung bzw. ionische (polare) Bindung polare Atom-Bindung bzw. Atom-Bindung mit teilweisen Ionen-Charakter Metall-Bindung koordinative bzw. dative bzw. Komplex-Bindung basieren auf verschiedenen Erklärungs-Modellen. Allgemein entstehen durch Bindungen energetisch stabilere (Energie-ärmere) Zustände, als wenn die Bindungs-Elemente alleine vorkommen würden. Dabei werden u.U. immer andere Atom-Eigenschaften in den Vordergrund gestellt. Durch diverse quantitative oder berechnete Atom-Eigenschaften werden die verschiedenen Modell-Vorstellungen dann bestätigt. Bindungen können gerichtet sein, wie wir es z.B. bei der Atom-Bindung und der polaren Atom-Bindung vorfinden. Hier gibt es eine ausgeprägte Bindungs-Achse, die zwischen den Bindungs-Partnern existiert und von den beteiligten Orbitalen gebildet wird BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 148 - Atom-Bindung (gerichtete Bindung) (c,p) 2009-2013 lsp: dre "Koordination-Zahl" entspricht der Anzahl der Bindungen, üblich sind 1 bis 4 es ergeben sich zumeist abgeschlossene Moleküle polare Atom-Bindung (gerichtete Bindung) Andere Bindungen sind ungerichtet. Beispiele hierfür sind die Ionen-Bindung und die MetallBindung. Teilchen (Ionen, Protonen oder Elektronen) sind hier als Ganzes geladen, die Polarität strahlt in alle Richtungen gleichmäßig aus es ergeben sich drei-dimensionale unendliche Strukturen Kristalle Koordinationszahl – also die Anzahl der unmittelbaren Nachbarn im Kristall – ist nicht primär von der Ladung-Zahl abhängig, sondern von der Polarität und der Größe beider Ionen, üblich sind 6 und 8 Ionen-Bindung (ungerichtete Bindung) mit Anziehungs- und Abstoßungs-Kräften, Modell der Elektronegativität nach PAULI ist praktisches Hilfsmittel, um Art der Bindung zu bestimmen EN = 0 kovalente Bindung bzw. Metall-Bindung 0 < EN < 1,7 kovalente Bindung mit polarem Charakter EN ≥ 1,7 ionische (polare) Bindung Aufgaben: 1. Vergleichen Sie in einer geeigneten Tabelle die gerichtete und die ungerichtete Bindung! 2. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 149 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Stoff-Art / KristallArt im Atom-Kristall Molekül-Kristall Atome oder ein-elementige Moleküle Sauerstoff (molekular) Wasserstoff (molekular) Stickstoff (molekular) Iod (molekular) Schwefel (molekular) Phosphor (molekular) VAN-DER-WAALS-Kräfte sehr gering mehr-elementige Moleküle Ionen-Kristall Metall-Kristall gasförmigen Zustand typischer Bau typische Vertreter (bei Zimmertemperatur) typische Vertreter (nach Erhitzen) Kräfte zwischen den Teilchen typische Eigenschaften (nicht elektrisch leitfähig) nicht Wasser-löslich (sehr niedrige SchmelzTemperatur) sehr niedrige Siede-Temperatur Chlorwasserstoff Bromwasserstoff Ammoniak Wasser elektrostatische und VAN-DER-WAALS-Kräfte gering (nicht elektrisch leitfähig) Wasser-löslich (niedrige SchmelzTemperatur) niedrige Siede-Temperatur BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 150 - (c,p) 2009-2013 lern-soft-projekt: drews Stoff-Art / KristallArt im Atom-Kristall Molekül-Kristall Ionen-Kristall Metall-Kristall typischer Bau Atome oder ein-elementige Moleküle, freibeweglich mehr-elementige Moleküle, freibeweglich freibewegliche Ionen (Kationen u. Anionen) typische Vertreter (bei Zimmertemperatur) Brom (molekular) Wasser Kaliumnitrat Natriumchlorid Magnesiumbromid Calciumhydroxid freibewegliche MetallIonen (/ -Kationen) und freibewegliche Elektronen (Elektronen-Gas) Quecksilber typische Vertreter (nach Erhitzen) Schwefel Kräfte zwischen den Teilchen VAN-DER-WAALS-Kräfte gering typische schaften nicht elektrisch leitfähig flüssigen Zustand Eigen- nicht Wasser-löslich niedrige Schmelz-Temperatur niedrige Siede-Tempera BK_SekII_allgChem_BioEL.docx elektrostatische und VAN-DER-WAALS-Kräfte mittelstark nicht oder wenig elektrisch leitfähig Wasser-löslich niedrige Schmelz-Temperatur niedrige Siede-Temperatur - 151 - elektrostatische Kräfte stark Zinn Blei Eisen elektrostatische Kräfte stark elektrisch leitfähig elektrisch leitfähig Wasser-löslich hohe Schmelz-Temperatur sehr hohe SiedeTemperatur nicht Wasser-löslich hohe Schmelz-Tempe sehr hohe SiedeTemperatur (c,p) 2009-2013 lsp: dre Stoff-Art / KristallArt im Atom-Kristall Molekül-Kristall Ionen-Kristall Metall-Kristall typischer Bau Atome oder ein-elementige Moleküle mehr-elementige Moleküle Ionen (Kationen u. Anionen) typische Vertreter bei Zimmertemperatur Kräfte zwischen den Teilchen Phosphor Iod Metall-Ionen (/ -Kationen) und freibewegliche Elektronen (Elektronen-Gas) Aluminium Eisen Cupfer elektrostatische Kräfte stark typische Eigenschaften nicht elektrisch leitfähig nicht Wasser-löslich niedrige Schmelz-Temperatur niedrige Siede-Temperatur plastisch verformbar (duktil) zugehörige Bindungs-Art Atom-Bindung festen Zustand (Kristall-Definitions-Zustand) Natriumchlorid (Kochsalz) Natriumhydroxid VAN-DER-WAALS-Kräfte gering BK_SekII_allgChem_BioEL.docx elektrostatische und VAN-DER-WAALS-Kräfte mittelstark nicht elektrisch leitfähig Wasser-löslich niedrige Schmelz-Temperatur niedrige Siede-Temperatur eher nicht plastisch verformbar (eher spröde, wenig duktil) polare Atom-Bindung - 152 - elektrostatische Kräfte stark nicht elektrisch leitfähig Wasser-löslich hohe Schmelz-Temperatur sehr hohe Siede-Temperatur nicht plastisch verformbar (spröde) elektrisch leitfähig nicht Wasser-löslich hohe Schmelz-Temperatur sehr hohe Siede-Temperatur plastisch verformbar (duktil) löslich in flüssigen Metallen oder MetallSchmelzen Ionen-Bindung Metall-Bindung (c,p) 2009-2013 lsp: dre koordinative Bindung 4.4.1. Atom-Bindung kovalente Bindung, Elektronen-Paar-Bindung, homöpolare Bindung Ziel ist das Erreichen einer Edelgas-Konfiguration. Ermöglicht durch gemeinsame Nutzung von Elektronen, Energie-armer / -ärmerer Zustand, keines der an der Bindung beteiligten Atome kann die Bindungs-Elektronen vollständig für sich beanspruchen (Atome haben eine zu geringe eigene Elektronegativität bzw. beide zueinander eine zu geringe Differenz der Elektronegativität) bei solchen Atomen möglich, die über einzelne Elektronen auf Neben-Orbitalen verfügen (s.a. HUNDsche Regel (Elektronen-Konfiguration)) aus zwei einzeln besetzten Atom-Orbitalen der Atome werden doppelt besetzte MolekülOrbitale, diese stellen Energie-ärmere Zustände der Atom-Hülle dar und werden deshalb von den Atomen bevorzugt Treffen zwei Atome aufeinander, dann beeinflussen sich die Kerne und Elektronen immer mehr. Bei einem sehr dichten Abstand kommt es zu massiven Abstoßungen der Kerne untereinander (s. a. u. Abb.: Situation A), wie auch der Elektronen untereinander. Entfernen sich die Atome wieder etwas voneinander, dann tritt u.U. eine besonders Energie-arme Situation auf (Situation B). Im Fall von Wasserstoff hat scheinbar jedes Atom die bindenden Elektronen für sich zur Verfügung. Die Abstoßung der Kerne ist bei diesem Abstand dazu noch relativ gering. Die Wasserstoff-Atome können nun scheinbar eine stabile EdelgasKonfiguration (He) einnehmen und stabilisieren sich in dieser Situation. Somit liegt eine Bindung zwischen den Atomen vor. Nimmt der Abstand der Atome – z.B. durch Energie-Zufuhr – wieder zu, dann verringern sich die Chancen für die gemeinsame Nutzung der Elektronen (Situation C). Der Zustand wird energetisch ungünstiger und es liegt praktisch keine Bindung mehr vor. Beim weiteren Entfernen verringert sich die Chance der gemeinsamen bzw. teilweisen Nutzung des fremden Elektrons. Dies entspricht energetisch dann der Nicht-Bindung der beiden Atome (Situation D). BindungsEnergie [aJ] 100 80 60 40 H-H 20 0 0 50 100 150 200 250 300 -20 350 400 Abstand [pm] -40 -60 -80 Situation: BK_SekII_allgChem_BioEL.docx A B C - 153 - D (c,p) 2009-2013 lern-soft-projekt: drews Atom-Bindungen sind nur bei NichtmetallElementen bekannt. Es handelt sich ausschließlich um Element-Verbindungen. Diese bestehen jeweils nur aus einem einzigen Element. Neben Wasserstoff tritt AtomBindung bei allen gasförmigen Elementen auf. Bekannte Beispiele sind Sauerstoff, Stickstoff, Fluor und Chlor. Hier sind es fast ausschließlich zweiatomige (binäre) Moleküle (O2, N2, F2 und Cl2), die gebildet werden. Sauerstoff bildet unter hochenergetischen Bedingungen ein Molekül mit einer recht selten ternären Struktur – das Ozon (O3). Brom – das ebenfalls zweiatomige Moleküle Atom-Bindung (schematisch) (Br2) bildet – ist die einzige ElementFlüssigkeit mit Atom-Bindung. Schwefel, Phosphor und Iod bilden z.T. sehr hochatomige Moleküle. Bei ihnen handelt es sich deshalb auch um feste Stoffe (Elemente). Bei z.B. Cohlenstoff und Phosphor taucht noch ein weites Phänomen auf. Es gibt verschiedene stoffliche Darstellungen in der Natur. Cohlenstoff kann z.B. als Graphit aber auch als Diamant vorkommen. Beim Element Phosphor kennen wir die weiße, rote, violette und schwarze Form. Gibt es von einem Element verschiedene Formen, dann sprechen wir von Modifikationen. Wenn sich die Eigenschaften der verschiedenen Modifikationen z.T. deutlich unterscheiden (weißer Phosphor z.B. giftig, roter nicht), dann müssen die Ursachen im unterschiedlichen atomaren Bau zu suchen sein. Unterschiedliche Atom-Arten (also Isotope) kommen dabei nicht in Frage und konnten als Ursache auch ausgeschlossen werden. Also bleiben nur verschiedene Bindungen zwischen den Atomen als Erklärung übrig. Elektronen-Schreibweise nach LEWIS (LEWIS-Formel, LEWIS-Struktur, ElektronenFormel) konzentriert sich auf die Außen-Elektronen (Valenz-Elektronen), jedes Elektron wird als Punkt geschrieben, man beginnt zuerst mit einzelnen Punkten ( ungepaarte Elektronen auf Unter-Orbitalen) in der Valenz(-Strich)-Schreibweise werden dann die Elektronen-Paare (-vor allem die bindenden -) als Strich geschrieben BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 154 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Zeichen Beschreibung Punkt(e) X Bedeutung bindungsfähige(s) Atom-Orbitale (reaktionsfähiges) Radikal X … 2 Außen-Elektr. X … 3 Außen-Elektr. weitere Außen-Elektronen werden zuerst einzeln und dann doppelt um das Symbol herum geschrieben X … 4 Außen-Elektr. zwei (gepaarte) Elektronen werden als anliegenden zusammengefasst siehe nächste Zeile _ |X| anliegende(r) (tren- nicht-bindungsfähige(s) nende(r)) Strich(e) Orbital(e) . . • X – X Atom- zwischenliegende(r) (bindendes) Molekül-Orbital (verbindende(r)) Strich(e) plus und minus positive und negative Ladung (wegen der Verwechslungsgefahr eines einfachen waagerechten Striches (nicht-bind. AO bzw. bind. MO) mit einem (einfachen) Minus-Zeichen werden die Ladungen eingekreist) Beispiel H _ |Ne| _ N • H – H _ |Cl| Warum Atome miteinander Verbindungen eingehen, wird vielleicht klar, wenn man sich das EnergieniveauSchema einer solchen Bindung ansieht. Das gemeinsam genutzte Elektronen-Paar liegt energetisch günstiger (niedriger) als die einzeln besetzten AtomOrbitale. Wir sprechen in so einem Fall von einem bindendes Elektronen-Paar auf einem gemeinsamen Orbital (Bindungs-Orbital, -Orbital ( … sigma)). Die beiden Atom-Orbitale (bei Wasserstoff 1s1) verschmelzen also zu einem Hantel-förmigen energetisch bevorzugten Molekül-Orbital. Für die neu entstandenen Molekül-Orbitale gilt ebenfalls das PAULI-Prinzip. Die beiden bindenden Elektronen haben einen entgegengesetzten Spin. In der LEWIS-Schreibung wird das bindende MolekülOrbital als Bindestrich zwischen den beiden Bindungs-Partnern dargestellt. Bei der Bildung des (bindenden) Molekül-Orbitals entsteht parallel ein weiteres Molekül-Orbital. Dieses liegt energetisch höher – also ungünstiger. Wir sprechen hier von einem anti-bindenden Molekül-Orbital. Es ist gewissermaßen eine energetische Verbotszone für die Außen-Elektronen des Wasserstoffs. In anderen Atom-gebundenen Molekülen können die anti-bindenden Molekül-Orbitale aber über die Raumstruktur mitbestimmen. Bei kovalenten Bindungen sind hier keine Elektronen zu finden, so dass man diese Orbitale nicht beachten muss. Die antibindenden Orbitale stellen in Metallen die frei-beweglichen Elektronen. Diese werden in für die gute elektrische Leitfähigkeit verantwortlich gemacht. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 155 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Betrachten wir nun die Verhältnisse im Chlor-Molekül. Mit seinen sieben Außen-Elektronen ist das Chlor-Atom schon kurz vor der EdelgasKonfiguration (hier wäre es [18Ar]). Es fehlt lediglich ein Elektron zur großen Glückseligkeit ( Oktet-Regel). Einem zweiten Chlor-Atom geht es genauso. Beide vereinen nun ihre einzeln besetzten p-Orbitale zu einem doppelt besetzten Molekül-Orbital. Dieses ist energetisch gegenüber den einfachen p-Orbitalen bevorzugt. Die anderen Orbitale (der äußeren Schale (3s und 3p)) nehmen nicht an einer Bindung teil. Exakterweise muß festgestellt werden, dass auch die anderen Außen-Orbitale sich zu bindenden und anti-bindenden Orbitalen differenzieren. Da sich der energetische Vorteil des einen mit dem energetischen Nachteil des anderen Orbitals ausgleichen, betrachten wir diese als unveränderlich. Sie bringen keinen Bindungs-Effekt. Unter bestimmten Bedingungen können auch sie noch Beziehungen zu anderen Stoffen aufnehmen ( 0.3.4.5. koordinative Bindung). Praktisch entsteht nur ein gemeinsam genutztes Elektronen-Paar, was dem bindenden Molekül-Orbital entspricht. In der LEWIS-Formel von Chlor taucht deshalb auch nur ein Bindestrich zwischen den Chlor-Atomen auf. Die nichtbindenden Elektronen-Paare stellen wir bei Bedarf als anliegende Striche dar. Ähnlich, wie bei Chlor, sind auch die Bindungs-Verhältnisse im Brom-Molekül. Es ist das einzige flüssige Element, dessen Atome paarweise mit Atom-Bindung koordiniert sind. Als Basis für das Bindungs-Orbital wird hier jeweils eines der 4p-Orbitale benutzt. Der flüssige Aggregatzustand lässt sich über die recht große Atom-Masse von 79,9 u erklären. Die Moleküle sind relativ schwer (159,8 u), da aber zwischen den Molekülen keine sehr starken Anziehungskräfte wirken, ist es leicht aus der Flüssigkeit verdampfbar. Iod ist ein Beispiel für eine feste Verbindung mit Atom-gebundener Struktur. Seine Atome sind nochmals deutlich schwerer (126,9 u). Sie bilden Moleküle, bei denen jeweils ein 5pOrbital zum bindenden Molekül-Orbital zusammentreten. Das zwischen den Einzel-Molekülen auch im Kristall-Gitter nur geringe Anziehungs-Kräfte wirken, kann man u.a. daran erkennen, dass Iod schon bei relativ geringen Temperaturen (186 °C) sublimiert – also direkt vom festen in den gasförmigen Zustand übergeht. Aufgaben 1. Stellen Sie für Brom ein vollständiges Energie-Niveau-Schemata für die Einzel-Atome und das Molekül (wie oben für Chlor) auf! 2. Zeichnen Sie ein verkürztes Energie-Niveau-Schemata für die AußenElektronen von Iod in den Einzel-Atomen und im Molekül! BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 156 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Die Molekularität der gasförmigen Nichtmetalle gehört zum Grundwissen der Chemie. Sie kann zwar jederzeit aus den Molekülorbital- und Energie-NiveauSchemata abgeleitet werden. Dies ist für die praktische Arbeit aber zu aufwendig. Die Kenntnis und Verwendung der entsprechenden Formeln (H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2) ist deshalb als obligatorisch anzusehen!!! bei festen Stoffen findet man ein Molekül-Gitter, sehr große – ev. polymere – Molekül-Strukturen gleichartige und gleichgerichtete Ausrichtung der Moleküle Zusammenhalt über VAN-DER-WAALSsche Kräfte abgeleitete Eigenschaften von Stoffen mit AtomBindung molekulare Bau, meist gasförmig oder flüssig, selten fest relativ geringe Schmelz- und Siede-Temperaturen elektrische Leitfähigkeit sehr gering (Nichtleiter) löslich vorrangig in unpolaren Lösungsmitteln eher geringe Löslichkeit in polaren Lösungsmitteln geringe Wärme-Leitfähigkeit geringe Festigkeit Q: www.3dchem.com 4.4.1.1. Element-Verbindungen mit kovalenter Bindung -Schwefel S8 natürlich vorkommende Form ringförmige Moleküle bei veränderten Temperaturen oder dem Umschmelzen bilden sich auch andere Moleküle (z.B. S6) bei einem Schmelzen und einem nachfolgenden schnellen Abkühlen z.B. durch eingießen in Wasser entsteht ein Schrauben-förmiges (helikales) Makro-Molekül S8-Molekül (Cyclooctaschwefel) Q: de.wikipedia.org (Benjah-bmm27) BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 157 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Phosphor kommt in mehreren Modifikationen als weißer, schwarzer, roter und violetter Phosphor vor unterscheiden sich sehr stark im Molekül-Bau und in ihren physikalischen, chemischen und biologischen Eigenschaften weißer Phosphor P4 Moleküle haben Tetraeder-Form, an jeder Ecke befindet sich ein Phosphor-Atom hochgiftig, weil sehr reaktiv ist und stark reduzierend wirkt schwarzer Phosphor polymere Struktur jeweils zwei Reihen von Phosphor-Atomen bilden Berg bzw. Tal der wellenförmigen polymeren Struktur, liegen immer abwechselnd in der einen oder anderen Reihen , Zickzack-artig mit jeweils einer Atom-Bindung verbunden, die dritte Bindung geht hinunter zum Tal bzw. hinauf zum Berg ungiftig Struktur von weißem Phosphor Struktur von schwarzem Phosphor roter Phosphor Mischung aus verschiedenen Molekül-Strukturen amorph () ungiftig -Selen Se8 gibt es in den Modifikationen schwarz, grau und rot Q: Cohlenstoff Die Modifikationen von Cohlenstoff (Graphit, Diamant und Fullerene) werden ausführlicher im Skript zur organischen Chemie besprochen. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 158 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Exkurs: Theorie der Molekül-Orbitale Die Bildung von Molekül-Orbitalen aus Atom-Orbitalen folgt dem Regelwerk: Die Anzahl der neu gebildeten (kombinierten) Molekül-Orbitale ergibt sich aus der Summe der beteiligten Atom-Orbitale. Die mittlere Energie der Molekül-Orbitale ist genauso groß, wie die mittlere Energie der (ursprünglichen) Atom-Orbitale. Es kombinieren sich vorrangig solche Orbitale, die vergleichbare Energie-Zustände besitzen. Es gilt das Energie-Prinzip (Zuerst werden immer die Energie-ärmeren Orbitale besetzt.). Es gilt das PAULI-Prinzip (Es können höchstens zwei Elektronen auf einem Orbital angeordnet sein. Beide haben einen entgegengesetzten Spin.). Es gilt die HUNDsche Regel (Orbitale des gleichen Energieniveaus werden zuerst einzeln und dann gepaart besetzt.). Nur solche Atom-Orbitale, die sich überlappen, können Molekül-Orbitale ausbilden. Die Anzahl und die Intensität der Überlappung der Atom-Orbitale bestimmt die Festigkeit der Bindung (Stabilität der Molekül-Orbitale). Halogen F2 Cl2 Br2 I2 Kp [°C] MolekülOberfläche VdWKräfte -188 -34 59 186 DipolKräfte | VdW-Kräfte .. VAN-DER-WAALS-Kräfte BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 159 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 4.4.1.2. anti-bindende Molekül-Orbitale Da uns hier nur die Bindungen zwischen den Teilchen interessieren, haben wir die anti-bindenden MolekülOrbitale – noch dazu da sie zumeist unbesetzt waren – einfach weggelassen. Die anti-bindenden MolekülOrbitale können aber auch gut zur Erklärung von nicht erfolgenden Bindungen zwischen zwei Atomen dienen. Nehmen wir hier eines der einfachsten Beispiele, um das Prinzip zu verdeutlichen. Eigentlich könnte Helium doch als Gas auch molekular vorkommen. Warum kommt es hier nicht zur Ausbildung irgendeiner Bindung? Wie beim Wasserstoff können wir hier leicht die beiden (bindendes und anti-bindendes) Molekül-Orbital in einem Energieniveau-Schema einzeichnen. Beide Orbitale sind mit Elektronen der 1s-Orbitale der Atome belegt. Der energetische Vorteil des bindenden Molekül-Orbitals wird durch den gleichgroßen Nachteil des anti-bindenden aufgehoben. Ein energetischer Vorteil entsteht dabei also nicht. Damit gibt es für die Helium-Atome auch keinen Grund in der Verbindung He2 zu bleiben. bindendes Molekül-Orbital (grün) (für das theoretische He2) antibindendes Molekül-Orbital (für das theoretische He2) kombinierte Molekül-Orbitale (für das theoretische He2) Bindung [pm] 74 142 199 228 267 1,43 2,00 2,28 2,67 BindungsEnergie [kJ/mol] 436 159 242 193 151 O=O S=S 120 1,21 497 -8,97*10-19 J (pro Molekül) >N – N< -N=NNN 146 125 110 945 -2,72*10-19 J (pro Molekül) -6,97*10-19 J (pro Molekül) -15,7*10-19 J (pro Molekül) C–C C=C CC 154 134 120 H–H F–F Cl – Cl Br – Br I–I Kern-Abstand [Å] 1,10 -2,64*10-19 J (pro Molekül) 413 348 614 Daten-Q: /18, S. 78; 3, S. 155; 16, S. 44/ BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 160 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Grenzen der LEWIS-Formeln O :: O _ _ O = O z.B. Sauerstoff O2 Brauchbare und häufig verwendete Formeln sind: Diese beschreibt aber alle Elektronen als gepaart. Beim Abgleich mit anderen physikalischen Eigenschaften taucht aber ein Problem auf. Sauerstoff ist paramagnetisch, was bedeutet, es besitzt ungepaarte Elektronen. _ Etwas besser geeignet wäre danach eine Formel mit freien Elektronen. Die _ trägt aber nicht der beobachteten Bindungs-Art und -Stärke Rechnung. O - O In der Fach-Literatur wird als Kompromiß z.B. die folgende Formel angeboten: BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 161 - |O – O| (c,p) 2009-2013 lsp: dre 4.4.2. Ionen-Bindung (Ionen-Beziehung) ionische (polare) Bindung zu beachten ist, dass der Begriff polare Bindung nicht nur für Ionen-Bindung zutreffend ist, sondern auch für eine – noch zu besprechende – Übergangs-Form zwischen Atom- und Ionen-Bindung ( 3.4.3. Atom-Bindung mit teilweisen Ionen-Charakter (polare AtomBindung)). Atome sind bestrebt für ihre äußere Elektronen-Schale eine stabile Edelgas-Konfiguration zu erreichen, diese ist besonders stabil – weil Energie-arm dabei kommt es u.U. zur Ionen-Bildung besonders ausgeprägt ist die Ionen-Bildung bei den Elementen der I. und II. sowie der VI. und VII. Hauptgruppe. Die Elemente der I. und II. Hauptgruppe bilden, wie die anderen Metalle auch, einfach oder mehrfach positiv geladene Ionen (Kationen). Bei ihnen liegt also eine Tendenz vor, äußere Elektronen abzugeben. Sie erreichen so am einfachsten eine Edelgas-Konfiguration. Es handelt sich dabei um die Konfiguration, die dem Edelgas mit der nächstniederen Ordnungszahl entspricht. Ionen-Bildung durch Elektronen-Abgabe Na+ Na + - e Für das Natrium wäre dies die Neon-Konfiguration: 11Na: [10Ne] 3s1 + 11Na : [10Ne] + e - Die Elemente der VI- bzw. VII. Hauptgruppe erreichen eine stabile Achterschale (EdelgasKonfiguration) durch Aufnahme von Elektronen. Ionen-Bildung durch Elektronen-Aufnahme Cl + - - e Cl Das bedeutet, dass immer die nächsthöhere Edelgas-Konfiguration erreicht wird. Beim Chlor ist das Argon. 17Cl: BK_SekII_allgChem_BioEL.docx [10Ne] 3s2 3p5 + e - - 162 - - 17Cl : [18Ar] (c,p) 2009-2013 lsp: dre Der jeweilige energetische Vorteil ist für die betroffenen Elemente besonders stark, so dass eine starke Tendenz zur Ionen-Bildung vorliegt. In der Chemie merken wir dies meist daran, dass diese Stoffe sehr reaktiv sind. Die Bildung der beiden Ionen wird dadurch möglich, dass quasi gleichzeitig das NatriumAtom sein eines Außen-Elektron abgibt (doniert, spendet), während ein Chlor-Atom das Elektron sofort aufnimmt (akzeptiert, einverleibt). Na Cl + e Na+ Cl - + - e Elektronen-Abgabe Elektronen-Aufnahme Die Teil-Gleichungen lassen sich zu einer Reaktions-Gleichung zusammenfassen: --------------------------------------------------------------Na + Cl + e Na+ + e + - Cl Die auf beiden Seiten vorkommenden Elektronen können dann "gekürzt" werden: --------------------------------------------------------------| Na + Cl NaCl | !!! chemische Gleichung noch nicht richtig! Da Chlor nur molekular (zwei-atomig) vorkommt, müssen die Teil-Reaktionen doppelt ablaufen. - Na 2 Na+ + 2 e Cl2 + 2 e 2 Cl ---------------------------------------------------------------2 Na + Cl2 2 NaCl Elektronen-Abgabe Elektronen-Aufnahme Gesamt-Reaktion Ob man die Teil-Gleichungen zuerst richtig stellt – also hinsichtlich der Elektronen-Zahl ausgleicht oder z.B. wegen der Molekularität eines Stoffes korrigiert – oder ob man dies erst vor der Erstellung der Stoff-Gleichung tut, ist Geschmacks-Sache! Nur vergessen darf man es am Ende nicht! Bei molekularen Stoffen darf übrigens auch mit (ganzzahligen) Brüchen bei der Stoffmenge gearbeitet werden. Damit wäre auch die folgende Gleichung richtig: ---------------------------------------------------------------Na + ½ Cl2 NaCl Gesamt-Reaktion Diese Stoff-Gleichung hat zudem den Vorteil, dass sie direkt aus den Teil-Gleichungen abgeleitet werden kann. Man spart sich also das Extra-Schreiben von erweiterten TeilGleichungen. Aufgaben: 1. Weisen Sie durch saubere mathematische Additionen und TermUmformungen der chemischen Teil-Gleichungen nach, dass die oben angegebene chemische Summen-Gleichung für die Bildung von Natriumchlorid richtig ist! (Der Reaktionspfeil ist ein chemisches Gleichheitszeichen!) BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 163 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre (ev. ist es eine Hilfe, die chemischen Gleichungen (z.B. Cl + e - - Cl ) zuerst in typische Variablen-Gleichungen umzuwandeln, z.B.: a + b = c und diese dann später zurückzuübersetzen) 2. Stellen Sie die Reaktions-Schemas (Teil- und Gesamt-Reaktionen) für die nachfolgen Reaktionen auf! a) Kalium + Chlor b) Magnesium + Brom c) Aluminium + Fluor d) Eisen + Schwefel e) Bildung von Lithiumoxid Die gebildeten Ionen sind jetzt so stark geladen, dass sie sich mit entgegengesetzt geladenen Teilchen (Ionen) umgeben und von gleichgeladenen Ionen abstoßen werden durch (abwechselnde) regelmäßige Anordnung ergeben sich elektrostatisch stabile Gebilde Ionen-Kristalle / Ionen-Gitter Ionen-Bindung (schematisch) die Anziehungskräfte zwischen den Ionen sind sehr stark, wir verzeichnen eine starke Bindung zwischen den Teilchen BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 164 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Q: www.3dchem.com 4.4.2.1. Verbindungen mit ionischer Bindung resultierende / abgeleitete / charakteristische Eigenschaften: (sehr) hohe Schmelz- und Siede-Temperaturen, bei Zimmer-Temperatur immer Feststoffe große Härte allgemein sehr gut löslich in polaren Lösungsmitteln im festen Zustand nicht elektrisch leitend in der Schmelze oder in der Lösung dienen die Ionen als frei bewegliche Ladungs-Träger, Schmelzen und Lösungen sind daher elektrisch leitend; Leitfähigkeit nimmt mit steigender Temperatur zu (zum Vergleich: bei Metallen ab) beim Stromfluss kommt es auch zur Elektrolyse, d.h. wegen der starken Abstoßungs-Kräfte gleichgeladener Teilchen kommt es bei äußeren Krafteinwirkungen zum spröden Bruch die Anordnung der Ionen kann relativ unterschiedlich erfolgen Man unterscheidet verschiedene Koordinationszahlen. Diese beschreiben die Anzahl der entgegengesetzt geladenen Ionen mit denen sich ein (als zentral angesehenes) Ion umgibt. Natriumchlorid (Kochsalz) BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 165 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 166 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 4.4.3. Atom-Bindung mit teilweisen Ionen-Charakter (polare AtomBindung) Manche Bindungen in Molekülen, wie z.B. bei Chlorwasserstoff (HCl) oder Wasser (H2O) können keine reinen Atom-Bindungen sein, obwohl wir nach unserem Molekül-Orbital-Modell eine solche erwarten könnten. Für eine AtomBindung sprechen z.B. die niederen Siede-Temperaturen und dazu passend ein flüssiger oder gasförmiger Aggregatzustand. Gegen eine Atom-Bindung sprechen einige andere beobachtbare Eigenschaften. So lösen sie sich (sehr) gut in polaren Lösungsmitteln (z.B. Wasser) und zeigen auch sonst sehr häufig polare Eigenschaften. Reine Atomgebundene Moleküle sind immer unpolar. Läßt man von den genannten Substanzen einen dünnen Strahl durch ein elektrisches Feld fließen, dann wird der Strahl abgelenkt. Aus dem nebenstehenden EnergieNiveau-Schema ließe sich für Chlorwasserstoff eigentlich eine Atom-Bindung ableiten. Weitere Stoffe, in denen ebenfalls keine reine Atom-Bindung vorliegt, sind beispielsweise Bromwasserstoff (HBr), Ammoniak (NH3) und Schwefeldioxid (SO2). Dies bedeutet, dass der Stoff irgendwelche Ladungen oder Ladungs-Anteile enthalten muss. Die Moleküle richten sich im Feld aus (Influenz) und werden alle zur stärkeren Seite hingezogen. Letztendlich wird der gesamte Stoff bewegt. Alternativ versuchen wir nun die Bindung im Chlorwasserstoff als Ionen-Bindung zu erklären. ??? mögliche Ionen-Bildung durch Elektronen-Abgabe H+ H BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 167 - + e - (c,p) 2009-2013 lsp: dre ??? mögliche Ionen-Bildung durch Elektronen-Aufnahme Cl + e - - Cl Scheinbar funktioniert das Ionen-Modell ebenfalls zur Erklärung einer möglichen Bindung im Chlorwasserstoff-Molekül. Aber auch hier spricht die Praxis wieder z.T. dagegen, da z.B. der erwartete Ionen-Kristall nicht entsteht. Somit können nicht wirklich Ionen in der Verbindung enthalten sein. Unsere untersuchten Stoffe sind alle durchweg leicht verdampfbar – haben also einen eher geringen Siedepunkt. Auch das passt nicht zu einer Ionen-Bindungen. Gut passen würde das IonenModell dagegen zur guten Löslichkeit in polaren Lösungsmitteln, wie z.B. Wasser. Eine sinnvolle Lösung der "Widersprüche" ist eine neue Bindungs-Art, die sowohl Aspekte einer Atom-Bindung enthält, wie auch solche einer polaren / ionischen Bindung. Diese neue Bindungs-Art heißt polarisierte Atom-Bindung (polare Atom-Bindung) oder auch Atom-Bindung mit teilweise Ionen-Charakter. Die Bindungs-Partner verfügen nur über eine kleine Kraft, die Elektronen an sich zu binden (geringere Elektronegativität). Keiner der beiden Bindungs-Atome ist so stark, die BindungsElektronen ganz auf seine Seite zu ziehen und ein echtes Ion zu bilden. Ein Blick ins PSE zeigt für Wasserstoff eine Elektronegativität von 2,1 und für Chlor von 3,0. Das Chlor ist also in dieser Verbindung der elektro-negativere Partner. Es kommt also nicht zur Ionen-Bildung, wie es ja z.B. für Chlor gut möglich wäre. Stattdessen bilden die Bindungs-Partner eine Atombindung, die zum elektro-negativen Partner verlagert / verschoben ist. Häufig benutzt man einen Bindungsstrich mit veränderlicher Dicke (im Prinzip ein Dreieck), um die Verlagerung des / der bindenden Elektronen-Päarchen zum elektronegativeren Partner anzudeuten. polare Atom-Bindung (schematisch) H ◄ Cl In der Konsequenz besitzt der elektro-negativere Partner mehr Elektronen als ihm zustehen, aber noch nicht genug um ein echtes Ion zu bilden. Wir sprechen hier von einer teilweisen od. partiellen Ladung. Als Symbol verwendet man den kleinen griechischen Buchstaben (s .. sigma). Die Ladungs-Richtung wird direkt hinter das Zeichen geschrieben. Der elektropositivere Bindungs-Partner verliert fast sein / seine Bindungs-Elektronen. Er wird dadurch teilweise positiv geladen. Wir haben es hier dann mit einer positiven Partial-Ladung zu tun. H ◄ Cl Die Partial-Ladungen an einem Molekül werden "partiell positiv" bzw. "partiell negativ" oder auch "sigma plus" bzw. "sigma minus" gelesen. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 168 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre ist die Differenz der EN <0,4 dann wird Molekül / Bindung als unpolar eingestuft die Verschiebung der bindenden Elektronen-Paare ist so gering, dass sie praktisch keine Rolle spielt Über EN > 1,7, dann Ladungs-Trennung in Ionen Molekül-Bau Da die Elektronen / Elektronen-Paare alle eine gleichartige Ladung besitzen, kommt es zu maximalen Abstoßungen. Diese fundamentale Erkenntnis / Regel verdanken wir dem britischen Chemiker Ronald James GILLESPIE (1924 - ). Er entwickelte das ElektronenpaarAbstoßungs-Modell (VSEPR-Modell, Valence Shell Electron Pair Repulsion Model) Zahl der Elektronen -Paare 2 Anordnung / Raum-Struktur RaumWinkel linear, Linie 180° 3 trigonal, planar, (gleichseitiges) Dreieck 120° 4 tetraedrisch, Tetraeder (Dreiecks-Pyramide) 109,5° 5 trigonal bipyramidal, trigonale Bipyramide 6 oktaedrisch, Oktaeder 7 pentagonal bipyramidal, pentagonale Bipyramide Skizze(n) 90°, 120° 90° 72°, 90° Bilder-Q: de.wikipedia.org (Benjah-bmm27) freie Elektronen / Elektronen-Paare (F) stoßen benachbarte bindende (B) stärker ab als gleichartige dies untereinander tun F–F > F–B > B–B daraus ergeben sich Abweichungen von den optimalen (theoretischen) Bindungs-Winkeln um einige Grad (bis zu 6°) von Mehrfach-Bindungen (Dreifach-Bindung (D), Zweifach-Bindung (Z)) gehen stärkere Abstoßungen aus, als von Einfach-Bindungen €; (vorrangig nur beim gleichen Element vergleichbar!) D > Z > E BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 169 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre werden die resultierenden (Raum-)Winkel zwischen den Bindungen / freien Elektronen / Elektronen-Paaren größer als 120°, dann können sie vernachlässigt werden Bindung Atom-Gruppe C - C C – H | - C – H | | _ - C – N< | P – H H = C< H S – H | _ - C – O | ≡ C N O C C C C – – – – - - H F H H Cl Br I _ >C = O - C ≡ N| DipolMoment µ [D] 0,0 0,2 – 0,4 0,31 0,4 0,4 0,63 0,7 0,9 1,05 1,4 1,4 – 1,6 1,5 1,5 – 2,0 1,5 – 2,0 1,8 2,5 Stoff Aceton Ammoniak Benzen Benzonitril Bortrifluorid Bromwasser Chloroform Chlorwasserstoff Cohlendioxid Cohlenmonoxid Ethan Ethanol Fluorwasser Iodwasserstoff Methan Methylchlorid Nitrobenzen Phosphorpentafluorid Schwefelcohlenstoff Schwefeldioxid Schwefeltrioxid Stickstofftrifluorid Tetrachlormethan Tetrafluormethan Wasser H3C-CO-CH3 NH3 C6H6 C6H5-C≡N BF3 HBr HCCl3 HCl CO2 CO H3C-CH3 H3C-CH2OH HF HI CH4 H3CCl C6H5-NO2 PF5 CS2 SO2 SO3 NF3 CCl4 CF4 H2O DipolMoment µ [D] 2,88 1,47 0 4,39 0 0,79 1,02 1,03 0 0,11 0 1,7 1,98 0,38 0 1,87 3,8 0 0 1,63 0,2 0 0 1,85 3,3 rote Einträge nur zum Vergleich abgeleitete / resultierende Eigenschaften: molekularer Bau, häufig Dipole meist gute Löslichkeit in Wasser (Wasser ist selbst auch ein Stoff mit zwei polaren Atom-Bindungen) relativ geringe Siede-Temperaturen, aber meist deutlich höher als vergleichbare / ähnliche gleichatomige Moleküle (ohne PartialLadungen) Dipol: Ammoniak Dipolmomente nicht bei symmetrischen Molekülen wie CO2, BF3 CO2 ist ein lineares Molekül, die beiden außen liegenden negativen Partial-Ladungen haben ihren Ladungs-Schwerpunkt genau im Cohlenstoff-Atomkern, dort hat auch das Cohlenstoff-Atom seinen positiven Ladungs-Schwerpunkt (positive Partial-Ladung) häufig gasförmig, bilden aber auch Cluster (Flüssigkeiten) oder Kristalle (Feststoffe), vor allem Dipole BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 170 - kein Dipol: Cohlendioxid (c,p) 2009-2013 lsp: dre BF3 ist planar-sternförmig, Ladungs-Schwerpunkte ähnlich wie bei CO2, zentrales Bor-Atom hat positiven LadungsSchwerpunkt, die drei Fluor-Atome haben resultierenden Schwerpunkt genau im Kern des zentralen Bor-Atoms Borfluorid-Molekül Q: www.zum.de Ausgeprägt bei unsymmetrischen Molekülen wie H2O, NH3 Ammoniak-Molekül Q: www.reciprocalnet.org (geänd. dre) 4.4.3.1. Verbindungen mit polarer Atom-Bindung ( teilweisen Ionenbindung / Atombindung mit teilweisen Ionen-Charakter) Wasser Biologisch, chemisch und trophologisch gesehen ist Wasser wohl einer der wichtigsten Stoffe. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 171 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Wasser-Moleküle (gasförmiges Wasser) in verschiedenen Modell-Arten Q: www.reciprocalnet.org (leicht geänd. dre) Wasserstoff-Brücken-Bindung (WBB) Wasser-Cluster (flüssiges Wasser) Q: www.3dchem.com Wasser-Kristall (festes Wasser (Eis)) Q: www.nyu.edu (leicht geänd. dre) Halogenwasserstoffe (Wasserstoffhalogenide) Halogenid HF HCl HBr HI Kp [°C] 19 -85 -67 -35 EN 1,9 0,9 0,7 0,4 Bindung Moleküloberfläche VdWKräfte DipolKräfte WBB ionisch polar polar unpolar VdW-Kräfte .. VAN-DER-WAALS-Kräfte; WBB .. Wasserstoff-Brücken-Bindung BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 172 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Bindung Kern-Abstand [pm] H–F H – Cl H – Br H–I H–C H–S H–O H–N [Å] 0,92 1,28 1,42 1,62 BindungsEnergie [kJ/mol] Dipol-Moment [10-30 Cm]=[D] 6,47 3,60 2,60 1,4 1,33 2,27 5,04 4,37 109,2 413 97 463 C–H C–O C–S C–F C – Cl C – Br C–I 109,2 143 413 358 1,33 2,47 3,00 4,70 4,87 4,60 3,97 C=O C=S C=N N=O 122 745 7,67 8,67 11,68 6,67 CO 1,13 HC N 1,16 Daten-Q: /18, S. 78/ Molekül betrachtete Bindungs-Reihe theoretischer BindungsWinkel experimentell gefundene Bindungs-Winkel 105° 116° 100° Formel Name H2O Cl2O F2O Wasser Dichlormonoxid Difluormonoxid H–O–H Cl – O – Cl F–O–F H2S NH3 CH4 Schwefelwasserstoff Ammoniak Methan H–S–H H–N–H H–C–H SCl2 PCl3 AsCl3 SbCl3 Schwefeldichlorid Phosphortrichlorid Arsentrichlorid Antimontrichlorid Cl – S – Cl Cl – P – Cl Cl – As – Cl Cl – Sb – Cl 102° 101° 103° 104° PF3 PBr3 PI3 Phosphortrifluorid Phosphorbromid Phosphoriodid F–P–F Br – P – Br I–P–I 104° 100° 98° 92°20' 108° Daten-Q: /18, S. 103/ BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 173 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Formel Name Kern-Abstand r0 [nm] H–F H – Cl H – Br H–I Fluorwasserstoff Chlorwasserstof Bromwasserstoff Iodwasserstoff -18 [Å] 0,92 1,28 1,42 1,62 theoretisches DipolMoment er0 [D] gemessenes DipolMoment µ [D] IonenCharakter µ/er0 [-] ionischer Charakter der Bindung [%] 4,42 6,07 6,82 7,74 1,98 1,03 0,79 0,38 0,45 0,17 0,12 0,05 45 17 12 5 -18 -30 1 D (DEBYE) = 10 Fr * cm = 10 elektrostatische CGS-Einheiten = 3,334 * 10 Cm (Fr … ; CGS … Zentimeter-Gramm-Sekunde-Einheitensystem; Cm … COLOUMB * Meter (Coloumbmeter)) BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 174 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 4.4.4. Metall-Bindung hohe Packungs-Dichten der Atom-Rümpfe, Koordinations-Zahlen für die Metall-Ionen liegen entweder bei 8 oder 12 zwei Anordnungen (Kristall-Gitter) mit Koordinations-Zahl 12 möglich: hexagonal dichteste Kugel-Packung kubisch dichteste Kugel-Packung hexagonal dichteste Kugel-Packung beim kubisch-raumzentrierten Gitter Atome mit Koordinations-Zahl 8 hohe Koordinationszahlen deuten auf ungerichtete Bindungs-Verhältnisse also der Ionen-Bindung scheinbar sehr ähnlich kubisch raumzentrierte Kugel-Packung Lithium Koordinations-Zahl 14 (kubisch raumzentriert) besteht aus positiv geladenen Metall-Ionen (häufig auch als Atom-Rümpfe bezeichnet) und delokalisierten / frei-beweglichen Elektronen, diese werden gewissermaßen von den Metall-Ionen gemeinsam benutzt, daneben werden auch Metall-Atome gefunden, die Elektronen bewegen sich in den Zwischenräumen zwischen den Metall-Ionen und Atomen (Elektronen-Gas) M - Mx+ + x e Metall Elektronen-Gas-Modell von RIECKE (1898) Metall-Bindung (schematisch) die Elektronen für die Gegen-Ladung im Kristall und für die elektrische Leitfähigkeit stammen besonders aus nicht-bindenden Molekül-Orbitalen sie bringen keinen energetischen Vorteil, ganz im Gegenteil, sie verringern den Gewinn aus bindenden Molekül-Orbitalen sogar, die "Ablösung" aus dem Atom bringt also praktische Vorteile wie stark die Herauslösung der Elektronen aus den Atomen vonstatten gegangen ist, lässt sich u.a. an der besseren oder schlechten elektrischen Leitfähigkeit erkennen. Metalle mit einer guten elektrischen Leitfähigkeit müssen über mehr frei beweglichen Elektronen in vielBK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 175 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre leicht größeren Zwischenräumen verfügen. Da die Elektronen dann sehr frei in ihrer Bewegung sind, können sie dem angelegten elektrischen Feld besser in Richtung Plus-Pol folgen (physikalische Strom-Richtung). Beachten Sie dass der Strom in technischen Wissenschaften aus historischen Gründen immer von plus nach minus fließt (technische Strom-Richtung)! 4.4.4.1. Element-Verbindungen mit Metall-Bindung abgeleitete / resultierende / charakteristische Eigenschaften fester Aggregat-Zustand (Ausnahme: Quecksilber) die freien Elektronen sind für die gute elektrische Leitfähigkeit und die gute WärmeLeitfähigkeit verantwortlich, sowohl im festen als auch im flüssigen (geschmolzenen) Zustand, Leitfähigkeit nimmt mit steigender Temperatur ab (zum Vergleich: bei Schmelzen und Lösungen von ionischen Verbindungen nimmt Leitfähigkeit zu) beim Anlegen eines elektrischen Feldes bleiben Metalle unverändert, es kommt nicht zur Elektrolyse unedle Metall reagieren mit Wasser, lösen sich aber im klassischen Sinne nicht darin plastische Verformbarkeit – sie sind duktil (besonders hoch bei kubisch dichtester Gitter-Anordnung) metallischer Glanz lassen sich legieren, verlieren dabei die elektrischen Eigenschaften nicht Schmelz-Temperatur mittel bis hoch Löslichkeit nur in flüssigen Metallen oder Metall-Schmelzen in fast allen anderen Stoffen nicht löslich große Dichte der meisten Metalle (Ausnahmen sind die kleinatomigen HauptgruppenMetalle der zweiten und dritten Periode besondere Gruppe sind die Halb-Metalle z.B. Silicium, Germanium Gitter ähnelt eher dem Diamant, Bindung eher unpolare Atom-Bindung, relativ wenige freie Elektronen, im Gitter gibt es (meist durch Verunreinigungen oder Dotierungen) Störstellen (Atome mit zusätzlichen freien oder "fehlenden" Elektronen) geringere elektrische Leitfähigkeit, beruht auf Stör-Stellen-Leitung, die elektrische Leitfähigkeit steigt aber bei höherer Temperatur, es nehmen die Stör-Stellen zu und damit sind mehr Ladungsträger verfügbar elektrische Leitfähigkeit wird teilweise über die nicht-bindenden (anti-bindenden) MolekülOrbitale erklärt, die Elektronen auf diesen Orbitalen sind gewissenmaßen frei – weil auf energetisch ungünstigen Positionen – und können gut durch elektrische Felder beeinflusst werden. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 176 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 4.4.5. koordinative Bindung veraltet: dative Bindung Bindungs-Elektronen stammen nur von einem Partner, Verwendung von nicht-bindenden Atom-Orbitalen kommt besonders bei Ionen vor, die selbst keine stabile Edelgas-Konfiguration erreichen können, erst mit (freien) Elektronen-Paaren von anderen Stoffen werden stabile Schalen erreicht Bau: Zentral-Atom, Zentral-Teilchen, Zentral-Ion umgeben von Liganden kann zwischen neutralen Molekülen (z.B. NH3 und BF3) aber auch zwischen neutralen Molekülen und Ionen (zumeist Ionen der Nebengruppen-Elemente) ein Partner fungiert als ElektronenDonator (Spender), der andere als Elektronen-Akzeptor (Aufnehmer); man spricht auch von LEWIS-Säure und LEWIS-Base hexagonaler Komplex (links Raum-Körper; rechts Bindungs-Linien es entsteht kein Molekül-Orbital, sondern energetisches Gewinn durch energetisch günstige Anordnung der Struktur-Elemente teilweise gemeinsame Nutzung der Elektronen / Elektronen-Paare, ähnelt einer polaren Atom-Bindung z.B. Hexamincobalt(III)-Ion [Co(NH3)6]3+ _ 3+ Co + NH3 Co3+ |NH3 Co3+ ∙∙∙ NH3 Das freie Elektronen-Päarchen (rot) des Stickstoff (aus dem Ammoniak) wird vom positiv geladenen Cobalt-Ion angezogen. Es kommt quasi zu einer gemeinsamen Nutzung der Elektronen. Mit fünf weiteren Stickstoff-Elektronen-Päarchen kann das Cobalt-Ion die stabile Elektronen-Konfiguration von [36Kr] erreichen. es bilden sich recht große Ionen als Komplex beschrieben übliche Schreibweise mit eckigen Klammern; Ladungen von Zentral-Teilchen und den Liganden werden zu Gesamt-Ladung zusammengefasst, oft ist eine Lokalisierung der Ladung nicht möglich. es scheint so als wenn das gesamte Objekt geladen ist bzw. als wenn die Ladung innerhalb des Gesamt-Teilchens beweglich ist, es lassen sich theoretische Einzelzustände notieren, die mal die Ladung auf das eine Atom, mal auf ein anderes zuordnen (mesomere Zustände), Gesamt-Ladung außerhalb der Klammer (die Einzel-Ladungen werden nicht mitgeschrieben) BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 177 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Komplex ZentralTeilchen kationisch Ligand(en) bzw. Gegen-Ion Name [Cu(H2O)4]2+ [Cu(NH3)4]2+ CuCl2*2H2O [Cu(H2O)2]Cl2 [CuCl2(H2O)2] Cu2+ Cu2+ Cu2+ H2O NH3 H2O; Cl Tetraaquacupfer(II)-Ion Tetraamincupfer(II)-Ion Cupfer(II)-chlorid (mit Kristallwasser) [Fe(H2O)6]3+ [Fe(H2O)5OH]2+ Fe3+ Fe3+ H2O H2O, OH Hexaaquaeisen(III)-Ion Fe3+ CN Fe3+ CN , K+ - [Fe(CN)6]4 K4[Fe(CN)6] - Kaliumhexacyanoferrat gelbes Blutlaugensalz neutral anionisch Komplex-Reaktionen sind vorrangig Liganden-Austausch-Reaktionen Metall-Komplexe bestehen im Allgemeinen aus Nebengruppen-Elementen (-Metalle) bei ihnen werden die d-Orbitale mit Elektronen aufgefüllt, zusätzlich noch s-Orbital der höheren Haupt-Quantenzahl mit ein oder zwei Elektronen belegt sowohl die d- als auch die s-Orbitale können sich an Bindungen beteiligen, energetisch sehr dichte Lage ermöglich einfache Verschiebung / Neuanordnung der Elektronen auf den Orbitalen z.B. um sehr stabile halb-besetzte Energie-Niveaus zu erreichen (HUNDsche Regel als Energie-Prinzip) gleiches Prinzip bei den Lanthaniden und Actiniden, hier werden die nach und nach zu besetzenden f-Orbitale von s- und p-Orbitalen der nächsten Haupt-Quantenzahlen begleitet / abgeschirmt dadurch vielfach auch mehrere verschiedene Ionen oder Oxidations-Stufen möglich resultierende / abgeleitete Eigenschaften Verbindungen vielfach farbig, meist mehrere Farben in Abhängigkeit von der OxidationsStufe / Ionen-Ladung koordinative Bindungs-Elektronen besonders gut anregbar Farbigkeit hier nur kurze Vorstellung einer Komplex-Ionen bzw. Komplexe, die in Biologie und Ernährungslehre eine Rolle spielen BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 178 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre nicht vollständig oder erschöpfend 4.4.5.1. Verbindungen mit koordinativer Bindung Cupfer-Komplexe Tetraaquacupfer(II)-Ion Teraamincupfer(II)-Ion Chelate BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 179 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre ausgewählte Bindungs-Arten im Vergleich Merkmal / Kriterium StärkeVerhältnisse Atom-Bindung VAN-DER-WAALSKräfte ◄ 1 : Dipol-Dipol-Kräfte polare Atom-Bindung ◄ WasserstoffBrücken-Bindung : Ionen-Beziehung ◄ Ionen-Bindung : 1 : 10 Bindungs-Stärke Bindungs-Energie BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 180 - (c,p) 2009-2013 lern-soft-projekt: drews Metall-Bindung ◄ : Atom-Bindung Schmelz-Temperatur (Fp) 0°C -218°C BK_SekII_allgChem_BioEL.docx Wasser Sauerstoff - 181 - (c,p) 2009-2013 lern-soft-projekt: drews Siede-Temperatur (Kp) 1465°C Natriumchlorid 186°C Iod 59°C -35°C Wasser 20°C Fluorwasserstoff -67°C Bromwasserstoff -85°C Chlorwasserstoff Brom Iodwasserstoff -34°C Chlor -183°C -188°C Sauerstoff Fluor BK_SekII_allgChem_BioEL.docx 100°C - 182 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Aufgaben: 1. Chlorwasserstoff- (Hyrogenchlorid) und Iod-Moleküle haben ungefähr die gleiche Molekül-Oberfläche. Damit gelten sie als vergleichbare Moleküle. Trotzdem unterscheiden sich die Siedepunkte deutlich. Erklären Sie dieses Phänomen! für die gehobene Anspruchsebene: BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 183 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Aufgaben (für Wiederholungen, Übungen und z.B. zur Vorbereitung auf Kontrollen) 1. 2. Vergleichen Sie zwei selbstgewählte Arten der Bindung (außer koordinative) miteinander! 2. Prüfen Sie, welche Art der Bindung in den folgenden Stoffen vorliegt! Begründen Sie Ihre Wahl! Geben Sie für Atom- oder Ionen-Bindungen passende Energieniveauschema oder Elektronen-Konfigurationen an! Für polare Atom-Bindungen geben Sie sowohl den Nachweis einer möglichen AtomBindung als auch den für eine mögliche Ionen-Bindung an! a) H2 b) HBr c) Al d) Ar e) KCl 3. Eine Stoff-Probe zeigt die folgenden Eigenschaften: - beim Schlag mit einem Hammer auf die feste Probe kommt es zu einer plastischen (bleibenden) Verformung - die Stoff-Probe leitet den elektrischen Strom Um welche Art von Stoffen handelt es sich bzw. welche Art Bindung liegt wahrscheinlich in diesem Stoff vor? Begründen Sie Ihre Voraussage! 4. Durch welche beobachtbaren Eigenschaften zeichnen sich Stoffe mit AtomBindung aus? Erläutern Sie aus Bau- und Bindungs-Merkmalen heraus, warum dies so ist! für die gehobene Anspruchsebene: BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 184 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 5. chemische Reaktion 5.0. erste allgemeine und wiederholende Betrachtungen Physikalische und chemische Grundkenntnisse (z.B. Merkmale, Eigenschaften und Vorgänge) haben wir nun zur Genüge wiederholt oder auf das notwendige Level gebracht. Wenden wir uns nun unserem eigentlichen Inhalt in der Chemie zu – den chemischen Reaktionen. Chemie ist eben, wenn es knallt, pufft und stinkt. Chemische Veränderungen haben die Menschen schon frühzeitig fasziniert. Schon lange vor der hochentwickelten Feuerwerks-Kunst der Chinesen benutzten die Menschen die verschiedensten chemischen Reaktionen zur Herstellung von Materialien, der Erzeugung von Wärme und Energie, der Zubereitung von Nahrung und vielem anderen mehr. Eine wichtige Epoche für die "Erkenntnis" chemischer Reaktionen war die Allchemie im Mittelalter. Hier begannen Forscher systematisch Stoffe und ihre Reaktionen miteinander zu untersuchen. Die Abgrenzung zwischen Physik und Chemie ist eigentlich nicht so einfach, wie es auf den ersten Blick scheint. Beide Wissenschaften beschäftigen sich u.a. mit Stoffen. Sie analysieren ihre Eigenschaften und Veränderung. In der Schule werden Änderungen an den Zuständen (fest, flüssig und gasförmig) im Allgemeinen der Physik zugeschrieben. Kommt es dagegen zu veränderten (neuen) Stoffen, dann sind wir eher im Gebiet der Chemie. Betrachtet man z.B. radioaktive Vorgänge, dann tut sich ein kleines Problem auf. Durch Radioaktivität kann es ebenfalls zur Bildung neuer Stoffe kommen. Der radioaktive Zerfall des Isotopes 14C zeigt dies beispielhaft: 14 C 14 N + e - … Elektron-Antineutrino + böse Frage zwischendurch: Welches elementare Teilchen muss sich hier umwandeln? Zeigen Sie dies u.a. auch durch Hinzufügen der Kernladungszahlen in der Gleichung! Definition(en): chemische Reaktion / chemischer Vorgang Unter einer chemischen Reaktion versteht man einen Vorgang / Prozess, bei dem neue Stoffe mit neuen Eigenschaften entstehen. Trotzdem werden solche Vorgänge heute eher selten der Chemie zugerechnet. Traditionell scheint es in einigen Bundesländern eine historische bedingte Zuordnung der Kernvorgänge zur Chemie zu geben. Diesem Ansatz folgen wir hier nicht. In der modernen Wissenschaft sieht man die Chemie als Physik der Elektronenhüllen. Chemische Veränderungen sind also immer mit Veränderungen der Elektronen-Hüllen und – BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 185 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Zuständen verbunden. Somit fallen die Kernreaktionen, Radioaktivität usw. aus dem chemischen Interesse heraus. Der aufmerksame Leser wird nun gleich anmerken, dass ja auch die Ionen-Bildung oder die Absorptions- und Emissions-Vorgänge Veränderung der Elektronen-Hüllen sind. Natürlich ist das richtig. Hier sind wir im Grenzbereich zwischen Physik und Chemie. Meist verknüpft man einfach die Merkmale "Veränderung der Elektronen-Hüllen" und "Veränderung der Stoffe", dann kann man eine gut funktionierende Definition aufstellen. Aufgaben: 1. Definieren Sie die Wissenschaft / den Begriff Chemie! 2. Vergleichen Sie Ihre Definition mit mindestens drei anderen aus Internet und Literatur! Aus traditioneller (allchemistischer) Sicht gibt es zwei grundsätzlich verschiedene Arten von chemischen Reaktionen. Manchmal gehr man sogar soweit, dass es sich um zwei verschiedene Arten der Chemie selbst handelt. Die erste Art – von chemischen Reaktionen – mit denen sich die frühen Chemiker herumgeschlagen haben, sind die aufklärenden Untersuchungen gewesen. Man wollte einfach wissen, woraus der eine oder andere Stoff besteht und "was die Welt im Innersten zusammenhält" (GOETHE). Solche Reaktionen nennen wir Analysen. Wenn man einfache, allgemeine Reaktions-Schemata für die Analysen angeben soll, dann tauchen die folgenden bestimmt besonders häufig auf: A B + C A B + C + D Der Stoff A wird durch irgendwelche Methoden (z.B. Erhitzung, Elektrolyse, Bestrahlung) in mehrere Teile zerlegt. Dabei kann man davon ausgehen, dass diese Teile zu einem Großteil die Bau-Bestandteile von A waren. Setzt man eine zweiten Stoff X zu, um A zu zerlegen / zerstören, dann wären auch solche Schemata denkbar: A + X B + C A + X B + C + D Natürlich lassen sich die Reihen auf noch mehr Stoffe erweitern. Definition(en): Analyse Chemische Vorgänge, bei denen ein (Rein-)Stoff in einfachere Verbindungen oder Elementen zerlegt wird, nennt man Analysen. Die Analyse eines Stoffes ist die Aufklärung seiner Bestandteile. Das Gegenstück zu den Analysen sind die Synthesen. Hier soll ein Stoff gezielt zusammengebaut werden. Das große Ziel der allchemistischen Synthesen sollte das Gold sein, was sich aber als unrealisierbare Möglichkeit herausstellte. Wenn wir nun unseren Stoff A bilden wollen, dann können wir zuerst einmal versuchen die Analysen einfach umzudrehen: B + C A B + C + D A BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 186 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre oder: B + C A + X B + C + D A + X In den meisten Fällen führt das auch zum Erfolg. Manchmal bedarf es anderer Reaktionen, die sich aber nicht im Schema unterscheiden: E + F A E + F + G A H + J A + X H + J + K A + X Definition(en): Synthese Chemische Vorgänge, bei denen ein (Rein-)Stoff aus einfacheren Verbindungen oder Elementen gebildet wird, nennt man Synthesen. Die Synthese eines Stoffes ist chemisch-technisch gesehen ein Verfahren zur Herstellung dieses Stoffes. In der Chemie gibt es ein verbindliches Vorschriften-System zur Darstellung von chemischen Reaktionen. Das Mittel ist die chemische Gleichung, die bis auf einen oder zwei gerichtete Pfeile – statt einem Gleichheits-Zeichen – genau auch dem Anspruch einer Gleichung erfüllen muß. Mit anderen Worten sachlich müssen die linke und die rechte Seite der chemischen Gleichung auch wirklich gleich sein. Für den Chemiker heißt dies, dass z.B. auf beiden Seiten gleichviele Atome vorkommen müssen. Auch die Summe der Ladungen muß auf beiden Seiten äquivalent sein. Die Ausgangsstoffe (Edukte, Reaktanten) stehen üblicherweise auf der linken Seite der Gleichung. Über dem Reaktions-Pfeil, der die rechte Seite mit den Produkten abtrennt, können die Reaktions-Bedingungen notiert werden: Reaktionsbedingungen Edukte Produkte Kann parallel zur Produkt-Bildung auch die Rückbildung der Edukte (Zerfall der Produkte) beobachtet werden, dann unterscheidet man Hin- und Rück-Reaktion, die in einer gemeinsamen Reaktions-Gleichung notiert werden können: Hinreaktion Edukte Produkte Rückreaktion Hinter den Produkten folgt oftmals noch eine Angabe zu Energie-Aufnahme oder –Abgabe: Edukte Produkte ; RH = x kJ/mol Dazu werden wir gleich noch genauere Angaben machen. Chemische Reaktionen zeigen verschiedene charakteristische Merkmale. Sie lassen sich so zusammenfassen: Merkmale einer chemischen Reaktion: BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 187 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Stoffumwandlung Energieumwandlungen /-Veränderungen Veränderungen der Bindungen Veränderungen der Teilchen und / oder ihrer Arten Das Merkmal der Stoffumwandlung ist meist relativ leicht nachzuvollziehen. Im Verlauf einer chemischen Reaktion verändern sich die Stoffe. Da jeder Stoff mit charakteristischen Eigenschaften ausgestattet ist, können wir durch Vergleich der Eigenschaften der Ausgangsstoffe mit denen der Reaktionsprodukte Veränderungen erkennen. 2 Mg + fest silberfarbend glänzend O2 2 MgO gasförmig farblos geruchlos fest, pulvrig weiß in W. lösl. Mit Hilfe der neuen Eigenschaften (der entstehenden Stoffe) können wir auch oft die Art der Reaktionsprodukte bestimmen. Die offensichtlichsten Zeichen von Energie-Umwandlungen sind die häufig auftretenden Energie-Abgaben. Bei Verbrennungen / Oxidationen – wie der vom Magnesium – treten helle Licht-Erscheinungen oder / und Wärme-Abgaben auf. Betrachten wir aber einmal den Verlauf der Reaktion (Vergasung von Kohle) von glühender Kohle mit Wasserdampf (Wassergas): C + H2O RH = 131 kJ / mol CO + H2 ↑ Bei dieser Reaktion muss Energie zugefügt werden, damit die Reaktion läuft. Es reicht auch nicht, wie bei vielen anderen Reaktionen ein bisschen Anwärmen, um die Reaktion zu starten, sondern hier ist ständiger Energie-Einsatz notwendig. Den energetischen Verlauf einer chemischen Reaktion kann man in einem EnergieSchemata darstellen. Die Ausgangsstoffe C und H2O haben vor der Reaktion ein bestimmtes Energie-Niveau. Dieses ist weitaus größer als 0 kJ / mol. Es lässt sich nicht genau bestimmen. Der absolute Energie-Inhalt eines Stoffes ist derzeit noch nicht zugänglich. Gut bestimmbar sind aber Energie-Differenzen, wie z.B. die Bildungs-Energie (= Bildungs-Eenthalpien) eines Stoffes aus seine Elementen. Da die Elemente nicht aus Elementen gebildet werden können, wird deren BildungsEnthalpie auf 0 kJ / mol gesetzt. Damit hat man eine gute relative Bezugsgröße. Hier soll nochmals betont werden, dass eine Bildungs-Enthalphie von 0 kJ / mol nicht bedeutet, dass der Stoff keine Energie besitzt. Die besitzt er natürlich, aber wir können den genauen Wert nicht bestimmen. Nur die Messung von Veränderungen sind derzeit physikalisch möglich. Deshalb schreiben wir auch immer H bzw. E ( für delta ... Differenz / Veränderung). Chemisch lassen sich Elemente nicht aus anderen "kleineren" Teilchen bilden, deshalb ist die BindungsEnthalphie definitionsgemäß auf 0 kJ/mol gesetzt. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx einfaches Energie-Niveau-Schema einer Reaktion mit (notwendiger) Energie-Aufnahme - 188 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Methode: Schrittfolge zum Aufstellen und Ausgleichen von chemischen Gleichungen (Empfehlungen) Das Aufstellen und Ausgleichen von chemischen Reaktions-Gleichungen wird häufig als schwieriges Problem in der Chemie betrachtet. Praktisch ist es eigentlich recht einfach, wenn man bestimmte Regeln und Arbeitsschritte beachtet. Die folgenden Arbeitsschritte führen in den meisten Fällen zum Erfolg: Beispiel: Eisen(II,III)-oxid soll mit Hilfe von Aluminium zu Eisen reduziert werden. 1. Erfassen von Ausgangsstoffen und Reaktionsprodukten (bei Bedarf zuerst als Wortgleichung)! Die Ausgangsstoffe werden auf der linken Seite, die Reaktionsprodukte auf der rechten Seite mit Plus getrennt notiert. Ausgangsstoffe und Reaktionsprodukte sind durch einen Reaktionspfeil voneinander getrennt (der Doppelpfeil darf ebenfalls verwendet werden). (solange eine Gleichung noch nicht fertiggestellt ist, sollten links und rechts senkrechte Striche als Kennzeichen genutzt werden) | Eisen(II,III)-oxid + Aluminium Eisen | 2. Umwandeln der Stoffnamen in chemische Symbole bzw. Formeln! Verwenden Sie dazu – zumindestens bis Sie sich sicher sind und weitesgehend fehlerfrei arbeiten - ein Tafelwerk! | Fe3O4 + Al Fe | 3. Ergänzen fehlender Elemente / Stoffe! Prüfen Sie, ob alle Elemente auf beiden Seiten vorkommen oder, ob noch Stoff ergänzt werden müssen! Man kann sich die Elemente usw. immer gut unter der (werdenden) Gleichung notieren (als eine Art Nebenrechnung (z.B. mit Bleistift)). | Fe3O4 + Al Fe O Al Fe | Fe In diesem Fall brauchen wir auf der Produkte-Seite noch Al und O. Als mögliche Verbindung kommt hier Aluminiumoxid in Frage (Die Oxidation von Aluminium würde auch gut zur erwähnten Reduktion passen). | Fe3O4 + Al Fe O Al Fe + Al2O3 | Fe Al O 4. Erfassen der Stoffmengen / Atom-Zahlen auf beiden Gleichungs-Seiten! Beachten Sie dabei sowohl die indizierten Mengen-Angaben, wie auch die Mengen-Angaben, die ev. schon vor einer Formel stehen! | Fe3O4 + Al Fe 3 O 4 Al 1 Fe + Al2O3 | Fe 1 Al 2 O 3 5. Ausgleichen der einzelnen Elemente über das "kleinste gemeinsame Vielfache"! Gehen Sie dabei für jedes Element einzeln vor! Zuerst sollte man die Elemente ausgleichen, die auf der Ausgangsstoff-Seite besonders häufig vorkommen! An gerade ausgeglichene Elemente gebundene weitere Elemente sollten dann gleich nachfolgend bearbeitet werden! (Bei anorganischen Reaktionen sollte man sich immer zuerst an die "besonderen" Metall- und Nichtmetall-Elemente heranmachen, zum Schluss können dann die "gewöhnlichen" Elemente, wie Wasserstoff und Sauerstoff folgen! Bei organischen Reaktionen hat sich die Reihenfolge C – H – O – weitere Elemente als recht praktisch herausgestellt.) BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 189 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre | Fe3O4 + Al Fe + Al2O3 | 1. Runde: Fe 3 O 4 Al 1 Fe 1 Al 2 O 3 3 | Fe3O4 + Al 3 Fe + Al2O3 | Hinweis!: die 1 (vor Fe3O4) wird nicht mitgeschrieben! 2. Runde: Fe 3 O 4 Al 1 Fe 3 Al 2 O 3 2 | Fe3O4 + 2 Al 3 Fe + Al2O3 | 3. Runde: Fe 3 O 4 Al 2 Fe 3 Al 2 O 3 12 | 3 Fe3O4 + 2 Al 3 Fe + 4 Al2O3 | 4. Runde: Fe 9 O 12 Al 2 Fe 3 Al 8 O 12 Wenn alle Elemente 1x durch sind, dann wieder von vorne anfangen (zumindestens um den Erfolg zu kontrollieren)! 9 | 3 Fe3O4 + 2 Al 9 Fe + 4 Al2O3 | 5. Runde: Fe 9 O 12 Al 2 Fe 9 Al 8 O 12 8 | 3 Fe3O4 + 8 Al 9 Fe + 4 Al2O3 | 6. Runde: Fe 9 O 12 Al 8 Fe 9 Al 8 O 12 keine Differenzen mehr damit fertig: 3 Fe3O4 + 8 Al 9 Fe + 4 Al2O3 6. Kontrolle, ob z.B. auch Ladungen ausgeglichen! Die chemische Gleichung muss insgesamt dem Anspruch einer mathematischen Gleichung genügen. 3 Fe3O4 + 8 Al 9 Fe + 4 Al2O3 0 0 keine Differenz damit fertig: 3 Fe3O4 + 8 Al BK_SekII_allgChem_BioEL.docx 9 Fe + 4 Al2O3 - 190 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Für einen effektiven Zusammenstoß müssen die Teilchen eine bestimmte Energie (Bewegungs-Energie) besitzen. Diese nennen wir Aktivierungs-Energie EA, weil sie quasi die Reaktion in Gang setzt. Nur mit ihr kann es zum Umbau der chemischen Bindungen kommen. Eventuell muss den Ausgangsstoffen noch Energie zugeführt werden, damit genug Teilchen eine ausreichende Energie besitzen. Erst dann können genügend effektive Zusammenstöße im Stoffgemisch ausführen werden. Wie wir schon gesehen haben gibt es zwei mögliche Fälle. Entweder die Reaktion benötigt Energie, wie es z.B. in der oben vorgestellten Reaktion der Fall ist. Dann wird nicht der gesamte Teil der zugeführten (Aktivierungs-)Energie wieder abgegeben. Die Reaktionsprodukte haben letztendlich ein höheres EnergieNiveau als die Ausgangsstoffe. Eine Reaktion, die Energie für ihren Ablauf bindet ("verbraucht"), nennen wir endotherm. Im zweiten Fall ist der Reaktionsverlauf von einer größeren Energie-Abgabe begleitet (z.B. Licht, Wärme, elektrische Energie). Diese Energie-Abgabe übersteigt auch die zugeführte Energie (zur Aktivierung der Reaktion). In so einem Fall nennen wir die Reaktion exotherm. Exotherme Reaktionen erkennt man an einfaches Energie-Niveau-Schema einem Minus-Zeichen vor dem Energieeiner exothermen Reaktion Betrag. Insgesamt müssen wir uns aber immer vergegenwärtigen, dass Energie nie neu entsteht oder einfach so verschwindet. Die Summe aller Energien ist immer konstant. Wir haben es immer nur mit EnergieUmwandlungen zu tun (Energie-Erhaltungssatz). Die Veränderungen der Bindungen lassen sich am Aufbrechen von Bindungen ("Lösen der Bindungen") und am Neuknüpfen solcher festmachen. In unserem Beispiel werden die Bindungen zwischen den Wasserstoff- und Sauerstoff-Atomen (des Wassers) aufgebrochen. Neue Bindungen entstehen im molekularen Wasserstoff und im Cohlenmonoxid(-Molekül). Auch die Bindungs-Arten ändern sich. Im Cohlenstoff finden wir eine Atom-Bindung. Die Atome im Wasser sind über eine Atombindung mit teilweisen Ionen-Charakter (auch: polare Atom-Bindung) verknüpft. In den Reaktionsprodukten finden wir ebenfalls eine Atom-Bindung (Wasserstoff-Molekül) und eine polare Atombindung (Cohlenmonoxid). Diese ist hier aber weitaus schwächer ausgebildet, als beim Wasser-Molekül. Im gewissen Sinne hätten wir damit auch das letzte Merkmal der chemischen Reaktion – die Veränderungen der Teilchen – mit abgehandelt. Die Teilchen bzw. ihre Arten haben sich deutlich geändert. Aus einem Feststoff (Atom-Gitter) und einem Molekül entstehen zwei neue Moleküle. Später werden wir auch noch sehen, dass sich auch die Art der Teilchen (Atome bzw. Ionen) u.U. verändert. Zur Unterscheidung von chemischen Reaktionen hat man diverse Möglichkeiten. Jede rückt besondere Aspekte einer chemischen Reaktion (bzw. einer Gruppe von Reaktionen) in den Vordergrund. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 191 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Definition(en): exotherme Reaktion Chemische Reaktionen, bei denen es insgesamt zu einer Energie-Abgabe kommt, nennen wir exotherm. Eine exotherme Reaktion ist eine chemische Reaktion, bei der mehr Energie abgegeben als aufgenommen (z.B. zur Aktivierung) wird. Definition(en): endotherme Reaktion Chemische Reaktionen, bei denen es insgesamt zu einer Energie-Aufnahme kommt, nennen wir endotherm. Eine endotherme Reaktion ist eine chemische Reaktion, bei der mehr Energie aufgenommen (einschließlich der Aktivierung) als abgegeben wird. Die Vielzahl von verschiedensten chemischen Reaktionen schreien schon nach einer weitreichenden Klassifizierung. Einige Möglichkeiten haben wir gerade wiederholt bzw. kennengelernt. Solche Einteilungs-Möglichkeiten waren: nach der Reaktions-Arten Synthesen (Bildungs-Reaktionen) Analysen (Zerlegungs- bzw. Spaltungs-Reaktionen) Kombinationen aus Analysen und Synthesen (Umwandlungen) nach dem energetischen Verlauf endotherme Reaktionen (Reaktionen mit/unter Energie-Aufnahme) exotherme Reaktionen (Reaktionen mit /unter Energie-Abgabe) Diejenigen, die sich schon mit organischer Chemie beschäftigt haben, kennen vielleicht noch das Einteilungs-Prinzip nach dem Reaktions-Schema: Additions-Reaktionen A + B C Eleminierungs-Reaktionen A B + C Substitutions-Reaktionen A + B C + D Bei geeigneter Differenzierung nach der Angriffs-Art (nukleophil, elektrophil, radikalisch) lassen sich mit diesem Prinzip auch schon erste Einblicke in das Wesen chemischer Reaktionen erhaschen. Für weiterführende Untersuchungen – vor allem im anorganischen Bereich – bietet sich dagegen die Einteilung nach dem charakterisierendem Verlauf (Wesen der Reaktion) an. Man unterscheidet dann: Säure-Base-Reaktionen (Reaktionen mit Protonen-Übergang) Redox-Reaktionen (Reaktionen mit Elektronen-Übergang) photochemische Reaktionen (Licht-abhängige Reaktionen) Komplex-Reaktionen (Bildung, Umwandlung und Zerlegung von Komplexen) BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 192 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Vorgang / Sachverhalt Veränderungen / Beobachtungen Vorgangs-Art Schmelzen von Eis Übergang vom festen in den flüssigen Aggregatzustand Übergang vom flüssigen in den gasförmigen Zustand Übergang vom flüssigen in den gasförmigen Zustand physikalisch Blitze und Donner physikalisch Abgabe von Licht in bestimmter Farbe physikalisch Verdunsten von Wasser Sieden von Wasser Entladung der Atmosphäre (bei einem Gewitter) Leuchten eines Stoffes (in der Flamme / nach dem Erhitzen) physikalisch physikalisch Lösen von Salz in Wasser Erhitzen von Salz (bis zur Schmelze) physikalisch/chemisch physikalisch Lösen von Zucker in Wasser Erhitzen von Zucker (bis zur Braunwerdung) Erhitzen von Schwefel (bis zur Braunwerdung) physikalisch chemisch Bildung eines Amalgam (Lösen eines Metalls in Quecksilber) chemisch/physikalisch Schmelzen von Kerzenwachs Brennen einer Kerze physikalisch chemisch Farbveränderung eines Indikators in Anwesenheit z.B. einer Säure chemisch Bräunung von Fleisch beim Anbraten chemisch Grenzfall chemisch Grenzfall Farbigwerden der Blätter im Herbst BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 193 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 5.1. Teilchen- und Stoß-Theorie der chemischen Reaktion Die Entwicklung der Vorstellungen über das Wesen und den Ablauf von chemischen Reaktionen geht bis ins Mittelalter zurück. 5.1.1. die Stoß-Theorie auch Kollisions-Hypothese zumindestens bei Reaktionen mit zwei Stoffen, war schnell klar, dass es einen Kontakt der beiden geben muss, damit die Reaktion vonstatten gehen kann Ausgangspunkt unserer Betrachtungen sind Stoffe, in denen sich die Teilchen relativ frei bewegen können. Dies trifft für Flüssigkeiten und Gase zu. Für die ersten Betrachtungen der Stoß-Theorie reicht es auch aus, wenn nur die Teilchen eines Stoffes frei beweglich ist. Der andere (Fest-)Stoff kann dann von den beweglichen Teilchen durch deren Eigenbewegung erreicht werden. Reine Feststoff-Reaktionen sind sehr selten und können erst einmal als Sonderfall betrachtet werden. In Flüssigkeiten oder Gasen bewegen sich die Teilchen aufgrund der BROWNschen Molekular-Bewegung (Wärme-Bewegung der Teilchen, 2.2. Teilchen-Bewegung) mehr oder weniger zufällig im Raum. monomolekulare Ausgangsstoff-Stuation Auch wenn es auf den ersten Blick nicht so scheint, die Reaktionen, welche nur von einem Teilchen ausgehen, benötigen ebenfalls TeilchenKontakte. Dies wird uns aber erst klar, wenn wir auch etwas über die notwendige Energie (Aktivierungs-Energie) für eine Reaktion wissen. Davon "weiss" aber die ursprüngliche Stoß-Theorie noch nichts. Deshalb ignorieren wir die Stoß-Situation in monmolekularen Fall einfach erst einmal. Praktisch benötigen die Teilchen eine bestimmte Energie, damit sie reagieren (zerfallen) können. Diese erhalten sich durch Stöße von anderen. bimolekulare Ausgangsstoff-Situation Die Situation, dass sich die Teilchen von zwei reagierenden Stoffen treffen, ist quasi der Standard-Fall in der Chemie. Um zu reagieren, müssen sich die beiden reagierenden Teilchen direkt treffen. Wie der Zusammenprall vonstatten geht ist nicht wirklich wichtig. Vielmehr spielt die Energie des Zusammenstoßes eine Rolle. Aber das gehört hier noch nicht her. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 194 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre trimolekulare Reaktionen Theoretisch kann man sich einen Zusammenstoß der Teilchen von drei verschiedenen Stoffen natürlich genauso gut vorstellen, wie den von zwei. In der Realität kommt eine solche Situation schon sehr selten vor. Bei der genauen Untersuchung von Reaktionen – bei denen scheinbar drei Teilchen miteinander reagieren haben gezeigt, dass es sich meist um Reaktionen handelt, bei mehrschrittig ablaufen. D.h. zuerst reagieren zwei Teilchen miteinander und dann reagiert das (Zwischen-)Produkt mit dem dritten. Also sind es z.B. zwei bimolekulare Reaktionen hintereinander. Wahrscheinlichkeit von Stößen in Abhängigkeit von der Teilchen-Anzahl Unsere ersten klassifizierenden Betrachtungen gingen noch von idyllischen Situationen aus. Die betreffenden Teilchen treffen sich einfach – und gut. Aber so einfach ist es gar nicht. Wir schauen uns in der Folge nur den häufigsten Fall, eine chemische Reaktion zwischen zwei verschiedenen Stoffen an. Die möglichen Zusammenstöße unterscheiden sich auch hinsichtlich der Reaktions-Partner. Zwischen Teilchen der gleichen Art kommt es zu uneffektiven Stößen, da diese nicht miteinander reagieren können. Die Teilchen verschiedener Art können effektive Stöße vollziehen, d.h. bei ihrem Zusammentreffen könnte es zu einer chemischen Reaktion kommen. Teilchen Grün Teilchen Orange 2 2 3 3 4 4 verschiedene mögliche Stöße insgesamt mögliche effektive Stöße uneffektive Stöße 6 15 28 4 9 16 2 6 12 verschiedene Stöße je Teilchen effektive Stöße je Teilchen uneffektive Stöße je Teilchen 3 5 7 2 3 4 1 2 3 Vernachlässigt man zuerst einmal den verfügbaren Raum und die benötigte Zeit, dann spielt die Anzahl der Teilchen zumindestens für die Anzahl der möglichen Stoß-Kombinationen eine wichtige Rolle. Die Zahlen der effektiven und der uneffektiven Stöße je Teilchen steigen linear mit der Teilchen-Anzahl. Der um ein Teilchen kleine Anzahl uneffektiver Stöße spielt nachher bei x-Millionen Teilchen in einem Reaktions-Gefäß keine Rolle mehr. Interessant wird das Ganze, wenn man von ungleichmäßigen Teilchen-Zahlen ausgeht. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 195 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Teilchen Grün Teilchen Orange 2 2 4 2 6 2 verschiedene mögliche Stöße insgesamt mögliche effektive Stöße uneffektive Stöße 6 15 28 4 8 12 2 7 16 grün: 3 orange: 3 grün: 5 orange: 5 grün: 7 orange: 7 grün: 2 orange: 2 (=4) grün: 1 orange: 1 (=2) grün: 2 orange: 4 (=6) grün: 3 orange: 1 (=4) grün: 2 orange: 5 (=7) grün: 5 orange: 1 (=6) verschiedene Stöße je Teilchen effektive Stöße je Teilchen uneffektive Stöße je Teilchen Zwar steigen die effektiven und uneffektiven Stöße auch mit der Anzahl der variierten Teilchen, aber es kommt nicht mehr zu einem linearen Zusammenhang. Trotzdem wird der ungleichmäßige Einsatz der Stoffe – gerade im technischen Bereich – häufig verwendet. Man nimmt einfach den billigeren Stoff und setzt ihn verstärkt ein, dann erhält man auch eine verstärkte Reaktion. Zwar nicht so stark, wie man es bei einer gleichmäßigen Steigerung beider Teilchen-Arten erwarten könnte, aber in der Produktion spielen die Kosten oft eine sehr große Rolle. Aus der praktischen Erfahrung weiss man, dass nicht alle effektiven Stöße zu einer chemischen Reaktion führen. Diesen Sachverhalt können wir mit der Stoß-Theorie nicht weiter klären. Wahrscheinlichkeit von Stößen in Abhängigkeit vom verfügbaren Raum Eben haben wir den verfügbaren Raum und die benötigte Zeit einfach ausgeklammert. Das können wir natürlich nicht ewig machen. In den nächsten Variationen verwenden wir das gleiche Volumen – hier ersatzweise die gleiche Fläche – und lassen die Teilchen auch nur noch die gleiche Zeit miteinander interagieren. 2A + 2B BK_SekII_allgChem_BioEL.docx 4A + 4B 6A + 6B - 196 - 8A + 8B (c,p) 2009-2013 lsp: dre 10 A + 10 B 12 A + 12 B 14 A + 14 B 16 A + 16 B Schon beim Betrachten der Abbildungen wird deutlich, dass sich die Chancen auf ein Zusammentreffen deutlich erhöhen, je mehr Teilchen im Raum zu finden sind ( Konzentration). BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 197 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 5.1.2. die Theorie des Übergangszustandes Ob die effektiven Stöße dann wirklich zu einer Reaktion führen, hängt auch von der verfügbaren Energie der Teilchen ab. Haben die Teilchen z.B. zusammen nur eine sehr geringe Energie, werden sie nicht reagieren, sondern sich wieder voneinander abstoßen (wie z.B. Billardbälle). Haben sie dagegen die notwendige Energie, dann wird es zur Umwandlung kommen. Diese Sachverhalte versucht die Theorie des Übergangszustandes (EYRINGTheorie, Transition State Theorie (TST)) zu erklären. Wir gehen dabei wieder von einer allgemeinen chemischen Reaktion aus, die nach einem bimolekularen Muster abläuft: A + B C + D A und B müssen sich zuerst einmal treffen (Stoß-Theorie), bei ausreichendem Energie-Inhalt bilden die reagierenden Teilchen so eine Art Zwischen-Gebilde (Übergangs-Objekt bzw. Teilchen) diese Zwischen-Objekte befinden sich im sogenannten Übergangszustand das Zwischen-Teilchen befindet sich in einem sehr Energie-reichen Zustand. Diesen kennzeichnen wir durch ein kleines Sternchen im Exponenten. In einigen Schriftwerken wird auch eine Raute (#) statt dem Sternchen benutzt. A + B AB* aus diesem Zustand heraus gibt es zwei mögliche Auswege; 1. der Komplex bildet sich zu C und D um (reagiert also) oder 2. der Komplex zerfällt wieder in die beiden Ausgangsstoffe A und B ohne zu reagieren A + B AB* C + D zusammengefasst ergibt das Formel-Bild: A + B AB* C + D Die Existenz des Übergangszustandes ist extrem kurzweilig. Erst in jüngster Zeit konnte man durch Spezial-Methoden (Foto's mit RÖNTGEN- und Laser-Blitzen) den Übergangszustand nachweisen aus heutiger Sicht ist auch immer die entgegengesetzte Reaktion möglich, was dann als chemisches Gleichungs-Konstrukt so aussehen würde C + D CD* A + B Mit der Annahme das AB* und CD* praktisch sowieso nur sehr kurzlebig sind und sie gewissermaßen eine ähnlichen bis gleichen Zustand darstellen; wahrscheinlich sind sie sogar identisch AB* = CD* = X* kann man dann schreiben A + B BK_SekII_allgChem_BioEL.docx X* C + D - 198 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre oder verkürzt: A + B BK_SekII_allgChem_BioEL.docx C + D - 199 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 5.1.3. der typische Reaktions-Ablauf (Kombination der Stoß-Theorie mit der Theorie des Übergangs-Zustandes) Für erste Betrachtungen gehen wir hinsichtlich des Ablaufes einer chemischen Reaktion von der einfachen Stoß-Theorie aus. Zum Zeitpunkt des Zusammenstoßes erinnern wir uns dann an die Erkenntnisse aus der Theorie des Übergangszustandes und lassen den EnergieInhalt der Teilchen mit einfließen. der einfache Zusammenstoß Bedingt durch ihre innere Energie bewegen sich Teilchen und stoßen konsequenterweise irgendwann man zusammen. Zur vereinfachten Betrachtung soll nur ein Teilchen (ein Sauerstoff-Molekül) eine Bewegung ausführen, das andere beteiligte Teilchen (ein Cohlenstoff-Atom) liegt an / auf einer Oberfläche. Bewegt sich das Sauerstoff-Molekül langsam – hat es also nur einen kleinen Energie-Betrag, dann führt der Zusammenstoß mit dem C-Atom zu keiner Veränderung. Das O2-Molekül wird – quasi wie ein Gummiball – einfach weggestoßen. Normalerweise kommt es auf Grund von Reibungen und Energie-Übertragungen zum Energie-Verlust beim zurückgestoßenen Teilchen. Beide Teilchen bleiben unverändert. Es entsteht kein neuer Stoff. Somit hat auch keine chemische Reaktion stattgefunden. Da bei dem Zusammenstoß praktisch nichts chemisches passiert, sprechen wir von einem uneffektiven Zusammenstoß. der effektive Zusammenstoß Anders verhält es sich, wenn der Zusammenstoff mit mehr Energie verbunden ist. In unserem Beispiel bewegt sich das Sauerstoff-Molekül dabei schneller. Der Zusammenstoß mit dem Cohlenstoff-Atom ist mit soviel Energie verbunden, dass z.B. die Bindung im Sauerstoff-Molekül aufgebrochen und die Elektronen der Sauerstoff- und des CohlenstoffAtoms neu anordnen werden. Es entstehen in der Folge neue Bindungen. Wir nennen solche Zusammenstöße dann auch effektiv. Grundsätzlich kommt es nun zu einer Energie-Abgabe. In welcher Form die Energie abgegeben wird, ist von diversen Umgebungsbedingungen abhängig. Ob der abgegebene Energie-Betrag größer oder kleiner als der aufgenommene ist, hängt von den konkreten Stoffen ab. Im Falle der Reaktion von Cohlenstoff mit Sauerstoff – also einer Oxidation – ist die Energie-Abgabe sogar sehr beachtlich (Verbrennung). Das gebildete Reaktions-Produkt kann nun ev. mit einem Anteil der Energie in Bewegung versetzt werden. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 200 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 5.2. die Thermodynamik chemischer Reaktionen 5.2.1. einfache Thermodynamik chemischer Reaktionen Die (chemische) Thermodynamik beschäftigt sich mit den energetischen Veränderungen, die während einer chemischen Reaktion auftreten. Dabei interessieren uns die Energien, die in den Stoffen drin stecken sowie die Energie-Mengen, die bei Reaktionen aufgenommen oder abgegeben werden. Die Thermodynamik ist keine leichte Kost. Schon der Begriff Energie stellt uns vor große Verständnis-Probleme. Wer hat sie schon mal gesehen oder beobachtet? Wir können lediglich ihre Wirkungen fühlen, beobachten und messen. Energie ist neben Raum, Zeit und Information einer der zentralen Begriffe in der Physik (Naturwissenschaft). Hier ist es die Größe, die trotz aller Zeit-Abhängigkeiten der Naturgesetze unverändert bleibt (eine Art Inhaltsgröße). Definiert wir die Energie heute als abstrakte Größe zur Beschreibung von Veränderungen an und in Systemen. Energie kann nur umgewandelt werden. Es werden viele verschiedene Energieformen beschrieben, von denen: potentielle Energie (Lage-Energie) kinetische Energie (Bewegungs-Energie) elektrische Energie chemische Energie thermische Energie (Wärme(-Energie)) zu den bedeuteten zählen. Vereinfacht – und populärer verständlich – wird Energie als das bezeichnet, was es einem System ermöglicht, Arbeit zu verrichten, Licht auszustrahlen, Wärme abzugeben, magentische Felder aufzubauen usw. usf. Die diversen Energie-Unterschiede sind die Ursache vieler physikalischen Vorgänge. Es wird immer ein Ausgleich der Energie-Differenzen (Potentiale, Gradienten) angestrebt. Unter Normalbedingungen (300 K) ist z.B. die elektrische und die chemische Energie mit einer der höchsten (organisiertesten / geordnetesten) Energieformen. Bei jeder EnergieUmwandlung entsteht immer mehr oder weniger Wärme. Wie wir noch sehen werden, kann aber die Wärme nicht wieder vollständig in eine andere Energie-Form umgewandelt werden. Deswegen wird die Wärme auch als eine niedrige Form der Energie betrachtet. Letztendlich wird nach unendlichen vielen Energie-Umwandlungen nur noch Wärme-Energie über bleiben, die dann völlig gleichmäßig im Universum verteilt ist (Tendenz-Richtung aller EnergieUmwandlungen). Mittlerweile werden auch andere Theorien diskutiert, die nicht vom WärmeTod des Universums ausgehen. Die theoretische Physik hat hier noch ein riesiges Spielfeld. Als Formelzeichen verwenden wir für die Energie das E (seltener auch: W (Arbeit bzw. Wärme)). Die genormte SI-Einheit ist das JOULE (Zeichen: J; gesprochen: dschuhl) nach dem Physiker James Prescott JOULE (1818 – 1889). Aus traditionellen Gründen kursieren und halten sich noch verschiedene andere Einheiten. Den Biologen, Chemikern und Trophologen liegt dabei besonders die Kalorie sehr nahe. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 201 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Umrechnungen und Namen weiterer Energie-Einheiten: Zeichen Nm Ws cal ausgeschrieben gesprochen NEWTON Meter njutonmeter WATT Sekunde wattsekunde Umrechnung(en) Zeichen 1 Nm = 1 J erg CALORIE kalorie 1 cal = 4,187 J ausgeschrieben gesprochen Umrechnung(en) -6 1 erg = 0,1 *10 J erg 1 Ws = 1 J 6 1 kWh = 3,6 * 10 J eV Elektronen VOLT elektronenvolt 1 eV = 1,6 * 10 -19 J Dass Energie nicht geschaffen oder vernichtet werden kann, haben wir schon gesagt. In der Physik wird dieser Sachverhalt durch den Energie-Erhaltungs-Satz beschrieben. Ganz anders als sonst üblich ist dieser Satz kein Gesetz. Der Energie-Erhaltungs-Satz (1. Hauptsatz der Thermodynamik) ist derzeit nicht beweisbar. Er gilt aber als der wichtigste Grundsatz der Naturwissenschaften. Bis heute ist aber noch kein einziger Verstoß gegen dieses QuasiGesetz beobachtet worden. Nach unserem derzeitigen Erkenntnisstand gilt es auch im gesamten Universum. In einem Energie-Niveau-Schema (s.a. Abb. rechts) werden die verschiedenen Energie-Niveaus der reagierenden Stoffe sowie ev. Zwischen-Schritte / -Situationen dargestellt. Zu beachten ist dabei, dass ein Energie-Niveau-Schema niemals bei einer 0-Energie beginnt. Diesen Wert kann ein Stoff / ein chemisches System niemals erreichen oder besitzen. (Selbst in der Physik ist das Erreichen einer 0Energie für einen Stoff etc. nicht möglich.) Wir können somit auch praktisch nicht die genaue Energie ermitteln, die ein Stoff hat. Was aber möglich ist – und von der Physik zur Perfektion gebracht wurde – ist die Ermittlung von EnergieDifferenzen. Gibt ein Stoff Energie ab oder nimmt er sie auf, dann lässt sich das sehr genau feststellen. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx Energieniveau-Schema einer einfachen Reaktion - 202 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Recht intuitiv ist das folgende einfache Modell einer Reaktion. Ein Sportler hat auf seiner Seite einer Mauer ein Reservoir an WurfObjekten (Äpfel, Bälle, …). Diese stellen den umzuwandelnden Stoff dar. Befinden sich die WurfObjekte auf der anderen Seite der Mauer, dann sind sie in das Reaktions-Produkt umgewandelt (z.B. sind die Äpfel jetzt matsch). Die Höhe der Mauer stellt die Aktivierungs-Energie dar. Wenn man davon ausgeht, dass Modell einer einfachen Reaktion der Werfer sich seine Kräfte gut einteilt, dann wird er mal das eine Wurf-Objekt gleich beim ersten Mal hinüberwerfen. Für andere braucht es mehrere Anläufe. Die Spitze der Mauer ist der Scheide-Punkt (Übergangs-Zustand), über den nur die Objekte mit der notwendigen Bewegungs-Energie kommen. Die schwächer geworfenen Objekte kommen wieder in den Bereich der Ausgangsstoffe zurück. Die Differenz der Elektronegativität zwischen den Atomen einer neu zu knüpfenden Bindung liefert eine ungefähre annähernde Information über die Größe der Bildungs-Energie (Reaktions-Energie). Je größer die Differenz, umso größer ist auch die frei-werdende Energie. Kleine Elektronegativitäts-Differenzen deuten auf kleine Reaktions-Energien hin. Hierbei kommen sowohl Energie-Aufnahmen (endotherme Reaktionen) als auch Energie-Abgaben (exotherme Reaktionen) in Frage. Definition(en): Energie Energie ist die physikalische Größe, die Veränderungen an Objekten (Vergrößern, Verkleinern) oder ihrem Verhalten (Bewegung, …) bewirkt. Energie ist die physikalische Größe, die für die Verrichtung von Arbeit notwendig ist. Definition(en): Enthalpie Die (Reaktions-)Enthalpie (D H) ist die Energie-Menge, die bei einer chemischen Reaktion anfällt oder gebraucht wird, wenn ausschließlich Wärme-Energie zugeführt oder abgegeben wird. (Die chemische Reaktion muß so geführt werden, dass andere Energieformen konstant bleiben!) Es werden je nach Reaktions-Art verschiedene spezielle Enthalpien besprochen (z.B. Bildungs- Enthalpie, Reaktions- Enthalpie, Dissoziations- Enthalpie, Lösungs- Enthalpie, …) Die Enthalpie ist die Differenz der Wärme-Energie-Inhalte (H) zweier Zustände eines Vorgangs. H = H [Reaktionsprodukte] - H [Ausgangsstoffe] BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 203 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Definition(en): Bildungs-Enthalpie Die Bildungs-Enthalpie ist die Enthalphie, die bei der Bildung einer Verbindung aus den Elementen gebraucht oder freigesetzt wird. (Elemente haben eine Bildungs-Enthalpie von 0 kJ/mol.) Die Werte sind für Standard-Bedingungen tabelliert! BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 204 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 5.2.2. weiterführende Thermodynamik chemischer Reaktionen BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 205 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Definition(en): Entropie Entropie ist die physikalische (thermodynamische) Größe, die für beobachteten MakroZustand Aussagen über die möglichen Mikro-Zustände macht. Die Entropie ist das Maß für die Unordnung. Definition(en): freie Energie Die freie Energie ist der Teil der Energie, die bei Energie-Umwandlungen in eine andere Form umgewandelt werden kann. Definition(en): Information Information ist eine der Entropie entgegengesetzte physikalische / thermodynamische Größe. Information ist Unwissenheit beim Empfänger. Definition(en): exergonische Reaktion Nimmt im Laufe einer Reaktion die freie Enthapie ab, dann heißt die Reaktion exergonisch. Eine exergonische Reaktion ist durch die Abnahme der freien Enthalpie gekennzeichnet. Definition(en): endergonische Reaktion Nimmt im Laufe einer Reaktion die freie Enthapie zu, dann heißt die Reaktion endergonisch. Eine endergonische Reaktion ist durch die Zunahme der freien Enthalpie gekennzeichnet. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 206 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre alternative Formulierungen der thermodynamischen Hauptsätze: HS 0. 1. 2. 3. Formulierung Stehen zwei Systeme jeweils mit einem dritten im thermodynamischen Gleichgewicht, so stehen sie auch untereinander im Gleichgewicht. Die Energie eines abgeschlossenen Systems ist konstant. Thermische Energie ist nicht in beliebigem Maße in andere Energiearten umwandelbar. Der absolute Nullpunkt der Temperatur ist unerreichbar. Q: de.wikipedia.org HS 0. 1. 2. 3. Formulierung Der Energieinhalt der Welt ist konstant. Die Entropie der Welt strebt einem Maximum zu. Q: Rudolf CLAUSIUS HS 0. 1. Formulierung Die verrichtete Arbeit ist gleich der Differenz aus der zugeführten und der abgebenen Wärme-Energie. 2. 3. Q: HS 0. 1. 2. Formulierung Q Qab T1 T2 W zu Q zu Q zu T1 Energie lässt sich nur teilweise in Nicht-Wärme-Energie umwandeln. Es entsteht immer Abwärme bei der Umwandlung. Der Nutzungsgrad einer Wärme-Maschine ist immer kleiner 1. 3. Q: HS 0. 1. Formulierung Es kann kein Perpetuum mobile (1. Art) geben, dass mehr Energie bereitstellt als ihm (insgesamt) Energie zugeführt wurde. 2. 3. Q: interessante Links: zum Thema und Begriff "Energie": (Prof. LESCH in der Sendung "alpha-Centauri" (BR )) http://www.br-online.de/br-alpha/alpha-centauri/alpha-centauri-energie-2002-ID1208353667920.xml BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 207 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Aufgaben: für die gehobene Anspruchsebene: x. MAXWELL ersann folgendes Modell, das im Widerspruch zum 2. Hauptsatz der Thermodynamik steht. In einem geteilten Raum befindet sich in der Trennwand ein Fenster, dass von einem Dämon betätigt wird. Immer wenn ein schnelles Teilchen ankommt, öffnet er das Fenster und lässt das Teilchen auf die andere Seite. Ähnlich, aber mit den langsamen Teilchen verfährt er, wenn sie von der anderen Seite kommen. Somit sammeln sich auf der einen Seite die langsamen Teilchen und auf der anderen die schnelleren. Thermodynamisch gesehen steigt die Temperatur auf der einen Seite. Wo liegt der Fehler im MAXWELLschen Dämonen-Modell? Begründen Sie Ihre Meinung! BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 208 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 5.3. die Kinetik chemischer Reaktionen 5.3.1. einfache Kinetik chemischer Reaktionen offensichtlich gibt es verschieden schnelle chemische Reaktionen als Einteilungs-Kriterium wird die Halbwertszeit ½ benutzt (Erklärung zu der Größe folgt!) sehr schnell sind (½0,000.000.000.1 – 1 s): Detonationen (Sprengstoff-Reaktionen) Fällungs-Reaktionen (½0,000.1 s) Neutralisationen (½0,000.000.1 – 0,000.000.000.1 s) Bildung von Wasserstoff-Brücken schnelle Reaktionen sind (½1 s – 1 min): biochemische Reaktionen (½1 s) Redox-Reaktionen als mäßig schnell betrachtet man (½1 – 100 min): technische Reaktionen (mit Katalysatoren und unter speziellen Bedingungen) (½0,01 – 1 min) mäßig langsam laufen z.B. ab (½1 -100 h): Hydrolyse von Fetten und Estern (½1 h) langsam laufen z.B. ab (½1 – 100 d): Verderb von Lebensmittel sehr langsam laufen z.B. ab (½1 – 1.000 a): Korrosion / Rosten von Metallen extrem langsam (½10.000 – 1.000.000 a): geochemische Vorgänge (laufen in 10.000 bis 1.000.000 Jahren ab) gewissermaßen gar nicht reagieren (½1.000.000 – 1.000.000.000 a): Wasserstoff und Iod (benötigen ein Zehntel des Alters des Universums) BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 209 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 5.3.1. die Reaktions-Geschwindigkeit wie wir bei der Stoß-Theorie schon gesehen haben, ist der Verlauf von chemischen Reaktionen von der Anzahl der verfügbaren Teilchen und deren Verteilung im Raum abhängig als verbindende Größe von Teilchen-Anzahl und Raum hat sich die Konzentration c eingebürgert c .. Konzentration [mol/l] 23 n .. Stoffmenge [mol] (1 mol = 6,022*10 Teilchen) V .. Volumen [l] Reaktionsgeschwindigkeit RG oder v, wegen Verwechslungsgefahr mit Volumen V hier mit RG abgekürzt und als Formelzeichen verwendet in Anlehnung an die Geschwindigkeit aus der Physik ( , Geschwindigkeit ist der Quotient aus geschafftem Weg innerhalb einer bestimmten Zeit) ist die Reaktionsgeschwindigkeit durch: RG .. Reaktionsgeschwindigkeit c .. Konzentrationsänderung t .. Zeitdifferenz (abgelaufene Zeit, Zeitänderung) definiert, was in dem Sinne auch einem Schaffen / dem Umsatz an Stoff innerhalb einer bestimmten Zeit entspricht. Alternativ kann man statt der Konzentration auch die Teilchenzahl einsetzen. Dabei darf aber keine Volumen-Veränderung bei der Reaktion eintreten. bei V=const. RG .. Reaktionsgeschwindigkeit n .. Änderung der Teilchenzahl t .. Zeitdifferenz (abgelaufene Zeit, Zeitänderung) V .. Volumen Hat man es mit einer Reaktion zu tun, die z.B. ein Gas bildet bzw. aus dem Reaktions-Raum entzieht, dann kann auch mit Volumenveränderungen bei der Ermittlung der ReaktionsGeschwindigkeit gearbeitet werden. RG .. Reaktionsgeschwindigkeit V .. Volumenänderung t .. Zeitdifferenz (abgelaufene Zeit, Zeitänderung) Mit diesen Formeln lässt sich die Durchschnitts-Geschwindigkeit für einen Zeitraum berechnen. Graphisch entspricht die DurchschnittsGeschwindigkeit der Steigung der Gerade (Sekante bezüglich der Kurve) zwischen den beiden Messpunkten. Mathematisch ist die Berechnung von Geraden – ihres Anstieges und des Schnittpunktes auf der yAchse - ein relativ einfaches Verfahren. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 210 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre RG .. Reaktionsgeschwindigkeit cx .. Konzentration zum Zeitpunkt x / am Meßpunkt x tx .. Zeitpunkt x / Meßzeitpunkt x Reaktionsgeschwindigkeit für den Umsatz der Ausgangsstoffe besitzt negatives Vorzeichen (da c1 größer als c2 ist, ergibt sich negative Differenz) Betrachtung für die Reaktionsprodukte Bei der Betrachtung der Reaktions-Geschwindigkeit aus der Sicht der Reaktionsprodukte muß aber beachtet werden, dass jetzt eine Zunahme der Konzentration auftritt und somit die Reaktionsgeschwindigkeit einen positiven Wert erhält. Definition(en): Reaktions-Geschwindigkeit (Durchschnitts-Geschwindigkeit) Die Durchschnitts-Geschwindigkeit einer Reaktion beschreibt den gemittelten Stoff-Umsatz innerhalb eines bestimmten Zeit-Abschnittes. von der Durchschnitts-Geschwindigkeit zur Momentan-Geschwindigkeit Durch Verkleinern der Zeitabschnitte gelangen wir zur theoretischen Situation, dass die Zeitdifferenz gleich Null wird: BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 211 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Dadurch wird aus der Sekante eine Tangente. Praktisch bedeutet dieses, dass wir statt der Durchschnitts-Geschwindigkeit nun eine MomentanGeschwindigkeit genau für den Berechnungszeitpunkt erhalten. Die Momentan-Geschwindigkeit lässt sich nicht messen – nur berechnen. Unter Anwendung der Regeln und Verfahren der Differential-Rechnung kommen wir zur Berechnungs-Formel: Reaktions-Geschwindigkeits-Konstante k Durch Experimente lässt sich feststellen, von welchen Faktoren die ReaktionsGeschwindigkeit abhängig ist. Neben den Umgebungs-Bedingungen, wie Temperatur, Druck, Licht usw. interessieren vor allem die inneren System-Zusammenhänge. Aus den oben besprochenen Sachverhalten können wir schon voraussagen, dass die eine oder andere chemische Reaktion auch von der Konzentration der Stoffe abhängig sein wird. Bei unserer Beispiel-Reaktion: A + B C + D wird man feststellen, dass die Reaktions-Geschwindigkeit sowohl von der Konzentration des Stoffes A, wie auch von der des Stoffes B abhängig ist. od. auch od. auch Die genaue Untersuchung ergibt auch die gemeinsame Abhängig von beiden Konzentrationen: od. auch BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 212 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Wie aus der Physik bekannt, suchen wir nun einen Proportionalitäts-Faktor, der die beiden Seiten des Zusammenhanges zu einer Gleichung verbindet: Dieser Faktor erhält traditionell zuerst einmal die Bezeichnung k und wird ev. durch eine Stoff-spezifische bzw. Reaktions-spezifische Größe ersetzt. Eine gemeinsame Abhängigkeit von den Teilchenzahlen von A und B können wir schon bei Benutzen der Erkenntnisse aus der Stoß-Theorie ( 5.1.1. die Stoß-Theorie) schließen. Dort haben wir die gegenseitige Beeinflussung mit einfachen Zahlenspielen darstellen können. Der Faktor k ist mindestens abhängig vom Anteil geeigneter (z.B. heteromolekularer Zusammenstöße) und vom Anteil effektiver Stöße (Überschreitung der Aktivierungs-Energie). Die Werte für k lassen sich tabellarisch erfassen. Dazu hat man sich bei den Umgebungsbedingungen hinsichtlich der Temperatur auf 25 °C (298 K) und einem (Luft-)Druck von 1 at (1013,25 hPa = 1013 mmHg = 760 Torr = 760 mmWS = 1 bar) festgelegt. Man nennt diese deshalb auch Standard-Bedingungen. Abweichende Werte müssen extra angegeben werden. Das ist z.B. für Reaktionen notwendig, die z.B. bei Zimmer-Temperatur praktisch gar nicht ablaufen. Definition(en): Reaktions-Geschwindigkeit (Momentan-Geschwindigkeit) Die Momentan-Geschwindigkeit einer Reaktion ist der Stoffumsatz zu / in einem bestimmten Zeitpunkt. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 213 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Methode der Anfangsgeschwindigkeit Da die Verfolgung von Konzentrationen oder Stoffmengen bzw. Massen während einer chemischen Reaktion problematisch ist – man würde einfach zu stark und zu häufig in das Geschehen eingreifen – versucht man die Reaktion in ihrem Anfangs-Stadium zu beobachten. Das hat den Vorteil, dass man vor dem Reaktionsablauf alle Stoff-Meßgrößen (Stoffmengen usw.) in Ruhe bestimmen kann. Günstig ist auch das Fehlen von Reaktions-Produkten, die schon durch ihre Anwesenheit (aber auch durch ev. Rück-Reaktionen) den ReaktionsVerlauf behindern würden. Dann läßt man die Reaktion ablaufen. Nach einer bestimmten Zeit unterbricht man dann die Reaktion und vermisst neu. Da zum Beginn einer Reaktion die Veränderungen besonders deutlich sind, hat man hier auch beste Meßbedingungen. Ein weiterer Vorteil der fast gleichmäßige (lineare) Verlauf der Reaktions-Geschwindigkeit in der Anfangsphase der Reaktion. Zumindestens kann man von einem linearen Verlauf ausgehen, muss aber einen gewissen Fehler akzeptieren. Dadurch lassen sich einfachste mathematische Methoden zur Auswertung heranziehen. Geht man von unterschiedlichen Ausgangs-Konzentrationen aus, dann kann man nach und nach die Meßpunkte für die Gesamt-Reaktion ergänzen. Statt also die Reaktion zu unterbrechen oder laufend zu verfolgen, startet man die Reaktion BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 214 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre für "jede" Konzentration einfach neu. Durch Kombination aller Meß- und Berechnungs-Werte kommt man dann zu einem Diagramm, dass schon sehr exakt den gesamten Reaktions-Verlauf darstellt. Halbwert-Zeit t½ bzw. ½ Definition(en): Halbwert-Zeit Die Halbwertzeit ist die Zeit-Einheit, in der sich die Hälfte der Teilchen der Ausgangs-Stoffe umgesetzt hat. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 215 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 5.3.1.1. Reaktionsordnung Wenn man bestimmte chemische Reaktionen in ihren Gleichungen betrachtet und auf sie die Stoß-Theorie anwendet, dann müssen scheinbar eine große Zahl von Teilchen gleichzeitig miteinander zusammentreffen, um die Reaktion ablaufen zu lassen. Dies wird auch durch die Berechnungen der Reaktions-Geschwindigkeit und der Geschwindigkeits-Konstanten suggeriert. Da gehen die Konzentrationen zur x-ten Potenz ein, wenn der Stoff mit mehr als einem Mol in der Gleichung steht. Nehmen wir kurz das Beispiel der Ammoniak-Synthese: N2 + 3 H2 2 NH3 Es schaut so aus, als müsste sich ein Stickstoff-Molekül mit genau drei WasserstoffMolekülen treffen, um zwei Ammoniak-Moleküle zu bilden. Die Reaktion müsste entsprechend von allen Konzentrationen der gleichzeitig "zusammenstoßenden" Stoffe abhängig sein. Die Reaktions-Geschwindigkeit ergäbe sich also nach der Formel: Praktisch stellen sich aber ganz andere Verhältnisse heraus. Da liegt man mit der Formel: weitaus besser. Scheinbar reichen schon die Kontakte von zwei Teilchen (Stickstoff und Wasserstoff) aus, um die Reaktion kinetisch zu beschreiben. Der Widerspruch lässt sich klären, wenn man sich vergegenwärtigt, dass Reaktionen im Detail ganz anders ablaufen. Zuerst treffen sich die ersten Teilchen, reagieren zu einem Zwischen-Produkt, was dann mit dem nächsten Teilchen reagiert. Dieses Teilchen könnte das Reaktions-Produkt sein oder wieder nur ein Zwischen-Produkt, was noch weiter reagieren muss. scheinbar komplizierte Reaktionen bestehen immer aus kleineren Teil-Reaktionen (Reaktions-Schritte, Elementar-Reaktionen) nur einige (wenige) dieser Teilschritte bestimmen dann wirklich über die Geschwindigkeit der Gesamt-Reaktion, und nur von den Konzentrationen der an diesen Teil-Reaktionen beteiligten Stoffe ist die Gesamt-Geschwindigkeit der Reaktion insgesamt wirklich abhängig, die anderen Teil-Reaktionen laufen meist nicht Zeit-kritisch ab. z.B. wenn eine Reaktion unter Beteiligung von Wasser verläuft, dann ist / müsste diese Reaktion von der Menge des Wassers abhängig sein; spielt sich die Reaktion real in einer wässrigen Lösung ab, dann ist Wasser praktisch immer vorhanden; seine Menge spielt dann keine Rolle mehr Definition(en): Reaktions-Ordnung Die Reaktions-Ordnung beschreibt die Anzahl von Teilchen, die für den Ablauf einer Reaktion zusammenkommen müssen. Definition(en): Molekularität einer Reaktion Die Reaktions-Ordnung beschreibt die Anzahl von Teilchen / Molekülen, die für den Ablauf des Geschwindigkeits-bestimmenden Schrittes einer Reaktion notwendig sind. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 216 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Reak. 0. Ord. Reak. 1. Ord. Reak. 2. Ord. Reak. 3. Ord. Reaktionsgeschwindigkeit Konzentration Reaktion 0. Ordnung z.B. photochemische Reaktionen A B Reaktions-Geschwindigkeit ist nicht von Konzentration des (Ausgangs-)Stoffes abhängig. Reaktion 1. Ordnung katalytische und radioaktive Zerfalls-Prozesse monomolekulare Reaktion A A B B + C Reaktions-Geschwindigkeit ist von Konzentration des Ausgangs-Stoffes abhängig. Reaktion 2. Ordnung häufigster Fall in der Chemie bimolekularere Reaktion A + B BK_SekII_allgChem_BioEL.docx C - 217 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre A + B A + B C + D C + D + E od. nur für A: bzw. nur für B: Reaktions-Geschwindigkeit ist von den Konzentrationen beider Ausgangs-Stoffe abhängig. Reaktion 3. Ordnung trimolekulare Reaktion sehr selten A A A A + + + + B B B B + + + + C C C C D D + E D + E + F D + E + F + G od. bzw. für B:. aber auch möglich od. od. od. Reaktions-Geschwindigkeit ist von den Konzentrationen aller drei Ausgangs-Stoffe abhängig. Reaktionen höherer Ordnung praktisch kaum möglich, meist verstecken sich dahinter mehrschrittige Reaktionen, die u.U. noch nicht zerlegbar sind bzw. zeitlich so "ungünstig" ablaufen, dass sie schlecht in ihren Abläufen nachvollziehbar bzw. beobachtbar sind z.B. bei der Kombination einer sehr langsamen mit einer sehr schnellen Teil-Reaktion wenn die langsame Reaktion dann man wirklich abgelaufen ist, schließt sich unmittelbar sofort die schnelle an, das Zwischen-Produkt der sehr langsamen Reaktion ist nicht erfassbar, weil es von der sehr schnellen gleich weiter umgesetzt wird Gleichgewichte mit Ausnahme photochemischer und radioaktiver Vorgänge sind die meisten chemischen Reaktionen umkehrbar es kann aber sein, dass die Rück-Reaktion so selten oder so energetisch ungünstig abläuft, dass diese dann nicht mehr beobachtbar ist; auch sterische Sachverhalte können gegen ei- BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 218 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre ne Rück-Reaktion sprechen, z.B. wenn ein Reaktions-Produkt aus dem Reaktions-Gefäß entweichen kann (z.B. ein gebildetes Gas), dann steht es u.U. nicht mehr für die RückReaktion zur Verfügung H2CO3 H2O + CO2 in der geschlossen Selters-Flasche H2CO3 H2O + CO2 bei einer geöffneten Flasche; CO2 kann entweichen und steht nicht mehr für die Rückreaktion zur Verfügung BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 219 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 5.3.1.2. Abhängigkeit der Reaktions-Geschwindigkeit gerichteter Reaktionen Gerichtete Reaktion – also Reaktionen ohne Rück-Reaktion – sind ein theoretisches Gebilde. Bis auf wenige Reaktion (z.B. photo-chemische Vorgänge) sind alle Reaktionen umkehrbar, d.h. es gibt auch eine Rück-Reaktion. In vielen Fällen spielt die Rück-Reaktion aber einfach keine Rolle – es scheint so, als wäre die Reaktion gerichtet. In den folgenden Betrachtungen gehen wir zuerst einmal von gerichteten Reaktionen aus, um uns die Grundzusammenhänge zu gegenwärtigen. Mit diesen Erkenntnisse können wir uns dann an die chemischen Gleichgewichte machen ( 5.3.2. das chemische Gleichgewicht bzw. 5.3.2.x. Abhängigkeit und Beeinflussung des chemischen Gleichgewichtes). Konzentrations-Abhängigkeit Zum Klären des Einflusses der Konzentration auf den Reaktions-Ablauf haben wir schon verschiedene Aspekte kennengelernt. Die Stoß-Theorie hat uns gezeigt, dass die TeilchenAnzahl und das Verhältnis der Teilchen zueinander die Häufigkeit der effektiven Stöße beeinflusst. Diese Häufigkeit hat einen direkten Einfluss auf die Reaktions-Geschwindigkeit. Deren Berechnung wiederum stellt ja auch einen proportionalen Zusammenhang von effektiven Stoff-Kontakten in einer Zeit-Einheit her: Aber auch ohne tiefgreifende mathematische Berechnungen kann man sich aus den schon beschriebenen Zusammenhängen und beobachteten Phänomenen ein gutes Regelwerk zusammenstellen. A + B C + D Gibt man zu einer chemischen Reaktion mehr Ausgangsstoffe, dann werden sich auch mehr Reaktionsprodukte bilden. Es können sich einfach mehr Teilchen treffen und dann auch umsetzen. Vor unseren Betrachtungen in der Stoß-Theorie wissen wir auch, dass auch schon ausreicht, wenn man nur einen Stoff in der Konzentration / der Menge erhöht. Auch hierdurch steigt die Chance auf mehr Zusammenstöße mit anderen Teilchen und damit wiederum der Stoffumsatz. Wirkung Erhöhung der Konzentration C und A + und / oder B C + D D A B Zufuhr / Erhöhung der Konzentration Ursache BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 220 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Auch über die Entnahme von C und / oder D lässt sich die Reaktions-Geschwindigkeit zugunsten des Umsatzes von A und B erhöhen. Dies passiert indirekt dadurch, dass die gebildeten Teilchen von C und D nicht behindernd zwischen den Teilchen der Ausgangsstoffe herumliegen. Die Ausgangsstoffe können sich praktisch ungehindert treffen. Wirkung Erhöhung der Ausbeute C A + und B C A B Erhöhung der relativen Konzentration D und + D und C D Verringerung der Konzentration // Entnahme Folge Ursache Während die Zugabe von Ausgangsstoffen (bei ausreichend großen Reaktions-Gefäßen) kein praktisches Problem darstellt, muss man bei der Entnahme der Reaktionsprodukte zumeist irgendwelche Abtrenn-Verfahren anwenden. In vielen Reaktionen hilft die Natur der Sache schon ausreichend mit. Man denke an Reaktionen, bei denen sich (aus Flüssigkeiten und / oder Feststoffen) Gase bilden. Andere günstige Reaktionen laufen unter dem Absetzen eines Stoffes (Roheisen-Herstellung, Fällungs-Reaktionen) ab. Die technische Chemie hat hier die verschiedensten Verfahren entwickelt, so dass kaum ein Stoff-Gemisch nicht effektiv getrennt werden kann. Selbst Gemische, die der Inbegriff von Nicht-Trennbarkeit sind (z.B. azeotrope Gemische, wie Ethanol und Wasser) lassen sich dann doch durch einen cleveren Trick auseinanderbringen (Zusatz eines Schlepp-Mittels). Temperatur-Abhängigkeit VAN'T-HOFFsche Regel / RGT-Regel (ReaktionsGeschwindigkeits-Temperatur-Regel) Steigert man die Temperatur um 10 K (früher: 10 grd), dann erhöht sich die ReaktionsGeschwindigkeit zumeist um das zwei- bis dreifache. In seltenen Fällen kann die Geschwindigkeit bis zum zehnfachen steigen. alternativ: Steigt die Temperatur einer Reaktion um 10 K, dann drittelt bis halbiert sich zumeist die Reaktionszeit. In seltenen Fällen kann die Reaktionszeit auch nur noch ein Zehntel betragen. Q10-Wert: Verhältnis der Reaktionsgeschwindigkeit bei Temperaturveränderung um 10 K RG T T Q10 RG T 10 K T Definition(en): Reaktions-Geschwindigkeit-Temperatur-Regel (RGT-Regel) VAN'T HOFFsche Regel Erhöht man die Temperatur um 10 K (10 grd), dann erhöht sich die ReaktionsGeschwindigkeit einer Reaktion (durchschnittlich) um das Zwei- bis Drei-fache. Selten kann die Geschwindigkeits-Erhöhung auch bis zum Zehn-fachen betragen. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 221 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Mit Hilfe eines Energie-Schemas können wir den Reaktions-fördernden Effekt einer Temperatur-Erhöhung auch gut erklären. Um die Temperatur-Erhöhung zu erreichen, muss den Ausgangsstoffen Energie zugeführt worden sein. Dies wird in einem erhöhten EnergieNiveau sichtbar. Das ursprüngliche Energie-Niveau ist für StandardBedingungen (T=25 °C = 298 K; p=101,325 kPa = 1 atm) festgelegt. Durch den höheren Energie-Level nach der Temperatur-Erhöhung haben nun mehr Teilchen die notwendige Aktivierungs-Energie (s.a. MAXWELL-BOLTZMANN-Diagramm Wärme-Bewegung der Teilchen (BROWNsche Molekular-Bewegung)), um die Reaktion auszuführen. Mit anderen Worten für Cohlenstoff und Sauerstoff ist es nun leichter über den Berg zu kommen als vorher. Mehr Teilchen, die reagieren können, bedeuten eine größere ReaktionsGeschwindigkeit für sonst vergleichbare Bedingungen. 2,5 TeilchenAnzahl [%] T=298K T=398K 2 AktivierungsEnergie einer Reaktion 1,5 1 0,5 0 0 BK_SekII_allgChem_BioEL.docx 100 200 300 400 - 222 - 500 600 700 800 900 1000 Teilchen-Geschwindigkeit [m/s] (c,p) 2009-2013 lsp: dre Druck-Abhängigkeit praktisch sind nur Reaktionen, die mit Volumen-Veränderungen verbunden sind, auch für die Einflussnahme durch Druck empfindlich dies trifft immer dann zu, wenn Gase gebildet oder aus Ausgangsstoff(e) verbraucht werden bei Flüssigkeiten und Feststoffen bewirken Drücke kaum effektive Volumen-Veränderungen; damit ändert sich auch die Konzentration nur geringfügig in den meisten Betrachtungen kann man auch die Volumina von Flüssigkeiten und Feststoffen vernachlässigen, da diese im Vergleich zu Gas-Volumen minimal sind Im Prinzip handelt es sich um eine Beeinflussung der Konzentration, da die Teilchen bei Druck-Erhöhung einfach dichter liegen und damit die Chancen für Teilchen-Kontakte steigen Vergleich der molaren Volumen von Feststoffen, Flüssigkeiten und Gasen (schematisch) < Feststoff BK_SekII_allgChem_BioEL.docx << Flüssigkeit Gas - 223 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Stoff Symbol / Formel Dichte [kg/l] Aluminium Ammoniak (g) Al NH3 2,7 0,000.77 Blei Pb 11,34 C CO2 CO 0,001.98 0,001.25 Eisen Fe 7,86 Gold Au 19,3 Platin Phosphor (weiß) Pt P 21,45 1,82 Sauerstoff Stickstoff Schwefel O2 N2 S 0,001.43 0,001.25 2,06 H2O H2 1,0 0,000.09 Zn 7,13 Cohlenstoff (Graphit) Cohlen(stoff)dioxid Cohlen(stoff)monoxid Wasser Wasserstoff Zink BK_SekII_allgChem_BioEL.docx molares Volumen [l/mol] Molarität [mol/l] 22,4 0,0446 22,4 22,4 0,0446 0,0446 22,4 22,4 0,0446 0,0446 22,4 0,0446 - 224 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 5.3.2. das chemische Gleichgewicht Zu fast jeder chemischen Reaktion gibt es eine Rück-Reaktion. Aus den Produkten werden wieder die Edukte. Da die Produkte, in dem Augenblick, wo sie neu gebildet wurden auch wieder miteinander reagieren können, beginnt praktisch sofort nach der Produkt-Bildung auch wieder die Rück-Bildung der Edukte. Hinreaktion Edukte Produkte Rückreaktion Chemische Reaktionen sind im Allgemeinen umkehrbar, d.h. Hin- und die Rück-Reaktion laufen gleichzeitig ab. Ausnahmen gibt es z.B. bei photochemischen Reaktionen. Wie wir schon geseReaktion A <===> B hen haben, ist die Stoffmenge Reaktions-GeschwinA digkeit besonders von 100,00 B der Konzentration der Stoffe abhängig. Da gleich zu Anfang der Produkt-Bildung nur 50,00 sehr wenige Produkte vorhanden sind, wird die Rück-Reaktion auch nur schleppend anlaufen. Je mehr 0,00 dann aber von den Zeit Produkten da sind, umso stärker ist auch die Rück-Reaktion. Irgendwann ist der Reaktion A <===> B Punkt erreicht, in dem Reaktionsgeschwindigkeit die Geschwindigkeiten 25 von Hin- und RückHinreaktion Reaktion genau idenRückreaktion 20 tisch sind. Wir sprechen dann vom chemischen Gleichge15 wicht. Dieses ist ein dynamisches Gleich10 gewicht. Ständig werden irgendwo im Reaktions-Gefäß neue 5 Produkte gebildet, während woanders 0 Zeit wieder Produkte die Rück-Reaktion eingehen. Betrachtet man die Konzentrationen der reagierenden Stoffe, dann erkennt man das chemische Gleichgewicht am waagerechten und parallelen Verlauf der Graphen zueinander. Auch aus der Sicht der Konzentrationen ist das Gleichgewicht dynamisch. Zwar werden ständig neue Teilchen gebildet, aber der Zerfall (aller Teilchen) der Reaktionsprodukte ist genauso groß. Beide Konzentrationen ändern sich nicht, werden aber ständig durch neue / andere Teilchen aufrechterhalten. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 225 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Definition(en): chemisches Gleichgewicht Das chemische Gleichgewicht ist der Zustand, bei dem sich äußerlich keine Veränderungen der Stoff-Konzentrationen mehr feststellen lassen. Das chemische Gleichgewicht ist die zeitliche Phase einer chemischen Reaktion, bei der Hin- und Rück-Reaktion gleichstark ablaufen. RG (Hinreaktion] = RG [Rückreaktion] 5.3.2.1. das Massenwirkungs-Gesetz Cato Maximilian GULDBACH und Peter WAAGE 5.3.2.2. Abhängigkeit und Beeinflussung des chemischen Gleichgewichtes Prinzip vom kleinsten Zwang / Prinzip von LE CHÂTELIER (1884) 1888 unabhängig auch von BRAUN gefunden Definition(en): Prinzip von LE CHÂTELIER / Prinzip des kleinsten Zwangs Das Prinzip von LE CHÂTELIER besagt, dass ein chemisches Gleichgewicht bei äußeren Einwirkungen (Temperatur, Konzentration, Druck) diesen so ausweicht, dass die Wirkungen minimiert werden . BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 226 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Konzentrations-Abhängigkeit A + B C + D Wirkung Erhöhung der Konzentration C A + B D C + D C + D A B Zufuhr / Erhöhung der Konzentration Ursache Ursache Verringerung / Erniedrigung der Konzentration A B und / oder A + B und C D Verringerung / Erniedrigung der Konzentration Wirkung BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 227 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Temperatur-Abhängigkeit Bei der Bewertung des Einflusses einer Temperatur-Veränderung auf ein chemisches Gleichgewicht müssen wir immer zwei Effekte beachten. Diese können sich verstärken aber auch gegenseitig ausgleichen. Der erste Effekt ist die allgemeine Beschleunigung einer Reaktion mit der Erhöhung der Temperatur. Diesen Effekt kennen wir schon unter der Bezeichnung "RGT-Regel". Erhöht man die Temperatur um 10 K, dann erhöht sich die ReaktionsGeschwindigkeit durchschnittlich um das Zwei- bis Drei-fache. Zu beachten ist aber, dass dieser Effekt sowohl für die Hin- als auch für die Rück-Reaktion gilt. Beide werden bei einer Temperatur-Erhöhung also schneller und bei einer Erniedrigung langsamer. Die Energie-Niveaus der Ausgangs-Stoffe und der ReaktionsProdukte sind jeweils angehoben bzw. gesenkt. Im nebenstehenden Energie-Niveau-Schema ist dies für eine Temperatur-Erhöhung um 100 K angedeutet. Für Hin- und Rück-Reaktion sind die zu überwindenden Berge (Aktivierungs-Energien) deutlich kleiner geworden. Die Dynamik im Gleichgewicht wird somit wesentlich größer bzw. kleiner. Die Lage des Gleichgewichts aber bleibt gleich. Die Anwendung der RGT-Regel ist vor allem dann interessant, wenn man eine größere oder kleinere Dynamik wünscht. Wenn man z.B. die Reaktions-Produkte ständig aus dem Gleichgewicht entfernt, dann kann eine schnelle(re) Nachbildung im Sinne der Synthese-Planer sein. Der zweite Effekt betrifft die Wärme-Tönung der Reaktion. Ist in einem chemischen Gleichgewicht z.B. die Hin-Reaktion endotherm, dann muss (- wegen dem Energie-Erhaltungs-Satz -) die Rück-Reaktion exotherm sein. z.B.: A + endotherm B C + D exotherm BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 228 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Für eine endotherme Reaktion ist eine Temperatur-Erhöhung förderlich. Wirkung Erhöhung der Konzentration C z.B.: A + D endotherm B C + D exotherm A B Wärme-Zufuhr / Erhöhung der Temperatur Ursache Die exotherme Rück-Reaktion wird durch eine Temperatur-Erhöhung aber behindert. Die Reaktions-Partner wollen eigentlich Energie loswerden, eine Temperatur-Erhöhung wirkt diesem aber entgegen. Ursache Verringerung / Erniedrigung der Temperatur A B und / oder z.B.: A + endotherm B C + D exotherm und C D Verringerung / Erniedrigung der Konzentration Wirkung Aufgaben: 1. Entwickeln Sie die Ursache-Wirkungs-Schemata für ein chemisches Gleichgewicht, bei dem die Hin-Reaktion exotherm ist! BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 229 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Druck-Abhängigkeit Damit eine Druck-Veränderung überhaupt eine Wirkung in einem chemischen System hat, muss dieses eine Volumen-Veränderung durchmachen. Praktisch haben wir das nur bei Reaktionen mit Gasen. Weiterhin müssen sich die Volumen von Ausgangs-Stoffen und Reaktions-Produkten unterscheiden. Natürlich wirkt der Druck auch auf feste oder flüssige Stoffe. Nur ist hier die Wirkung – wegen der sehr geringen Kompressibilität – extrem (vernachlässigbar) gering. Wir können im Normal-Fall die Druck-Abhängigkeit solcher Reaktionen ignorieren. Die Reaktion: CO + H2O(g) CO2 + H2 kann durch Druck-Veränderungen nicht beeinflusst werden, da auf beiden Seiten der Gleichung gleich große Volumina stehen: V: CO + H2O(g) CO2 + H2 Bei Reaktionen mit unveränderlichen Volumen kommt es z.B. durch eine Druck-Erhöhung zu einer Konzentrations-Erhöhung im Gefäß. Das Volumen wird ja kleiner und die Stoffmenge bleibt gleich. Praktisch verändern sich die Geschwindigkeiten für die Hin- und Rück-Reaktion, was wiederum nur die Dynamik des Gleichgewichtes beeinflusst, aber nicht seine Lage. Ähnlich verhält es sich bei Gleichgewichten, in den Flüssigkeiten und / oder Feststoffe reagieren. Wir brauchen hier nur die Gas-Volumen betrachten, da die anderen Stoffe praktisch nicht kompressibel sind. V: + + Beachten Sie bitte, dass die Andeutung der Größen-Verhältnisse bei den verschiedenen Aggregat-Zuständen nur schematisch ist. In der Praxis haben Gase ein rund 200x größeres Volumen pro Mol als Flüssigkeiten und Feststoffe. Der Unterschied zwischen Feststoffen und Flüssigkeiten ist minimal und minimal! BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 230 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Ein schönes Beispiel für die Beeinflussbarkeit des Gleichgewichtes durch den Druck ist die Ammoniak-Synthese: V: N2 + 3 H2 2 NH3 Die Ausgangs-Stoffe benötigen / beanspruchen das doppelte Volumen, wie die ReaktionsProdukte. Erhöht man nun z.B. den Druck so, dass die Ausgangs-Stoffe mit der Hälfte des Volumens auskommen müssten, dann kann man sich gut vorstellen, dass die Teilchen (im Gleichgewicht) lieber in dem Zustand sind, der genau diesen zwei Volumen-Einheiten entspricht. Und das ist das Reaktions-Produkt Ammoniak. Es ist einfach energetisch günstiger in der "Ammoniak"-komprimierten Form zu existieren, als in der expandierten Form der Ausgangs-Stoffe, wo eine extreme Drängelei besteht. V: N2 BK_SekII_allgChem_BioEL.docx + 3 H2 2 NH3 - 231 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Ursache Wirkung Verringerung / Erniedrigung der Konzentration A B Erhöhung der Konzentration C und / oder A + B C A B Zufuhr / Erhöhung der Konzentration D + D und C D Verringerung / Erniedrigung der Konzentration Ursache Wirkung Beispiele Bildung von Phosgen aus Cohlenmonoxid und Chlor CO + Cl2 COCl2 ; RH= -109 kJ/mol Umwandlung von Blei(II,III)-oxid in Blei(II)-oxid 2 Pb3O4 ; RH= + kJ/mol 6 PbO + O2 Reaktion von Nickel mit Cohlenmonoxid Ni + 4 CO Ni(CO)4 ; RH= ? kJ/mol Reaktion von Schwefelwasserstoff mit Methan zu Cohlenstoffsulfid (gasförmig) 2 H2S + CH4 CS2 + 4 H2 ; RH= ? kJ/mol Methanol-Synthese aus Cohlenmonoxid und Wasserstoff CO + 2 H2 CH3OH (g) ; RH= -91 kJ/mol Synthese von Ethanol aus CH2=CH2 + H2O (g) BK_SekII_allgChem_BioEL.docx CH3-CH2OH (g) - 232 - ; RH= ? kJ/mol (c,p) 2009-2013 lsp: dre Aufgaben: 1. Die nachfolgenden chemischen Gleichgewichte sollen so geführt werden, dass möglichst viele Reaktions-Produkte gebildet werden. Geben Sie an, mit welchen Faktoren und wie genau (z.B.: zunehmend oder abnehmend; kleiner oder größer) Sie das chemische Gleichgewicht beeinflussen wollen! Begründen Sie Ihre Wahl! a) Umwandlung von Distickstofftetraoxid in Stickstoffdioxid N2O4 2 NO2 ; RH=57 kJ/mol b) Cohlensäure-Gleichgewicht (z.B. in Getränke-Flaschen) CO2 + H2O H2CO3 ; RH= -x kJ/mol c) vollständige Verbrennung von Methan zu Cohlendioxid und Wasser (gasförmig) d) Brennen von Kalk: CaCO3 CaO + CO2 ; RH=179 kJ/mol e) Herstellung von Schwefeltrioxid aus Schwefeldioxid (RH= -197 kJ/mol) 2. Die nachfolgenden chemischen Gleichgewichte sollen so geführt werden, dass die Ausgangsstoffe sich nicht umsetzen (Verhinderung eines Verderbs, …). Geben Sie an, mit welchen Faktoren und wie genau (z.B.: zunehmend oder abnehmend; kleiner oder größer) Sie das chemische Gleichgewicht beeinflussen wollen! Begründen Sie Ihre Wahl! a) Korrosion von Eisen (Rosten) Fe + O2 + 2 H2O Fe(OH)2 ; RH= -x kJ/mol d) Zerlegung (Hydrolyse) eines (Nahrungs-)Fettes in Glycerol und (unangenehm riechende) Fettsäuren Fett + Wasser Glycerol + 3 Fettsäuren ; RH= +x kJ/mol c) Umwandlung von Glycerol in giftiges Acroleïn (beizender Fritten-Geruch (McDonaldsGeruch)) C3H8O3 C3H4O + 2 H2O ; RH= +x kJ/mol d) 3. Durch welche Veränderungen in den Reaktions-Bedingungen können die nachfolgenden chemischen Gleichgewichte beeinflusst werden? Für welche Bedingungs-Veränderungen sind sie nicht empfindlich? Geben Sie immer eine kurze Begründung an! a) C + CO2 2 CO ; RH= +x kJ/mol b) CO + H2O CO2 + H2 c) CO + NO2 CO2 + NO H2CO3 e) 2 NO + O2 2 NO2 f) CH4 + H2O CO + 3 H2 h) CO2 + NO BK_SekII_allgChem_BioEL.docx ; RH= +x kJ/mol ; RH= +x kJ/mol d) CO2 + H2O g) 2 CH4 + O2 + 4 N2 ; RH= +x kJ/mol ; RH= +x kJ/mol ; RH= +x kJ/mol 2 CO + 4 H2 + 4 N2 CO + NO2 - 233 - ; RH= +x kJ/mol ; RH= +x kJ/mol (c,p) 2009-2013 lsp: dre 5.4. Arten chemischer Reaktionen Die Vielzahl bekannter chemischer Reaktion zwingt zur Systematisierung. Je nach Bewertungs-Kriterium gibt es verschiedene Möglichkeiten zur Unterteilung. Eine sehr einfache Möglichkeit wäre die Einteilung in anorganische und organische Reaktionen. In diesem Fall würden wir nach der Art der reagierenden Stoffe unterscheiden. Schon die Reaktion von Glucose (Traubenzucker) mit Sauerstoff würde uns in Schwierigkeiten bringen. C6H12O6 Glucose organisch + 6 O2 + Sauerstoff anorganisch 6 CO2 + 6 H2O Cohlendioxid + Wasser anorganisch anorganisch Dominieren hier die drei anorganischen Stoffe ( anorganische Reaktion) oder das größere Molekül Glucose ( organische Reaktion)? Der eine oder andere Leser wird sich vielleicht noch daran erinnern, dass es sich bei der gegebenen Gleichung um die Zusammenfassung der Zellatmung geht. Also doch eine organische Reaktion, zumal sie in lebenden Zellen abläuft.. Doch da fällt uns ein, Glucose ist auch einfach so brennbar. Die einfache Oxidation lässt sich auch einfach so realisieren. Dann wäre es doch eine anorganische Reaktion. Also hier kommen wir so nicht weiter! Die Reaktions-Geschwindigkeit als Kriterium zur Charakterisierung von Reaktionen haben wir beim Thema Kinetik dargestellt. Versucht man aber dabei Reaktionen einzuordnen, die so ähnlich ablaufen, dann verstreuen die sich schnell mal über zwei bis drei Geschwindigkeits-Klassen. Also auch kein so gutes Kriterium. Die Unterscheidung hinsichtlich der Energie-Aufnahme oder Abgabe haben wir bei der Thermodynamik chemischer Reaktionen besprochen. Wir unterscheiden dabei endotherme Reaktionen (mit Energie-Aufnahme) von exothermen Reaktionen (mit Energie-Abgabe). Mit der Beachtung von Energie-Übergängen kommen wir dem Wesen chemischer Reaktion auch schon näher. Eine weitere Möglichkeit wäre es, das zugrundeliegende Reaktions-Schema zu bewerten. Bei einer Addition reagieren zwei oder mehr Stoffe zu einem Produkt. Das Reaktions-Prinzip kann mit der allgemeinen Gleichung: A + B C beschrieben werden. Additionen sind typische Synthesen (Bildungs-Reaktionen). Verfolgt man die ursprünglichen Atome oder Atom-Gruppen (A und B) weiter, dann ließe sich das Reaktions-Schema auch so schreiben: A + B AB Die Umkehrung einer Addition nennen wir Eliminierung. Bei ihnen bilden sich aus einem Stoff mehrere kleinere. C A + B od. auch: AB A + B Eliminierungen gehören zur Klasse der Analysen (Zerlegungs-Reaktionen). Bleibt noch eine Gruppe von Reaktionen, bei denen es zum Austausch von Atomen oder Atom-Gruppen kommt. Solche Reaktionen nennen wir Substitutionen. Sie folgen dem Reaktions-Schema: D + E BK_SekII_allgChem_BioEL.docx F + G - 234 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Will man den Übergang des Atoms bzw. der Atom-Gruppe wieder genauer darstellen, könnte man auch: DH + E D + EH schreiben. Chemiker suchen aber eher nach dem inneren / tieferen Wesen einer chemischen Reaktion. Aus wissenschaftlicher Sicht bieten sich deshalb auch eher Unterscheidungen an, die das genaue Reaktions-System einbeziehen. Zu solchen Reaktions-Arten gehören die Säure-Base-Reaktionen ( 5.4.1. Säure-BaseReaktionen / Reaktionen mit Protonen-Übergang). Zuerst sieht es zwar so aus, als würden wir nur die reagierenden Stoffe / Stoff-Klassen betrachten – eben die Säuren und Basen. Beim genaueren Hinsehen werden wir erkennen, dass es sich um eine spezielle ÜbergangsReaktion (Schema-Typ: Substitution) handelt. Desweiteren können verschiedene Stoffe in Säure-Base-Reaktionen eingehen, die scheinbar gar nicht zu den Säuren oder Basen gehören. Auf der gleichen Ebene der Einteilung finden wir auch die Redox-Reaktionen. Sie sind ebenfalls spezielle Übergangs-Reaktionen ( 5.4.2. Redox-Reaktionen / Reaktionen mit Elektronen-Übergang). Definition(en): Addition (Additions-Reaktion) Eine Addition ist eine chemische Reaktion, bei der zwei oder mehr Stoffe zu einem Reaktions-Produkt vereint werden. Definition(en): Eleminierung (Eleminierungs-Reaktion) Eine Eleminierung ist eine chemische Reaktion, bei der ein Stoff ein oder mehrere Bestandteile abspaltet. Definition(en): Substitution (Substitutions-Reaktion) Eine Substitution ist eine chemische Reaktion, bei der es zum Austausch von Atomen oder Atom-Gruppen zwischen mindestens zwei Stoffen kommt. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 235 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 5.4.1. Säure-Base-Reaktionen / Reaktionen mit Protonen-Übergang / Protolysen Erkennung am Geschmack, namensgebend älteste bekannte Säure ist die Essigsäure ätzende Wirkung weiteres Säure-Merkmal mit den pflanzlichen Säuren hatten die Menschen in der Frühzeit und im frühen Mittelalter zuerst bewussten Kontakt Apfelsäure, Zitronensäure, aber auch die Ameisensäure, die sowohl in Ameisen wie auch in Brennnesseln vorkommt erst mit Beginn des 14. Jhd. kamen anorganische Säuren dazu, schmecken nicht mehr ohne Weiteres möglich, da diese Säuren i:A. ätzend wirken, schmecken noch in starker Verdünnung sauer (Sicherheitsvorschrift: bei anorganischen Säuren ist kein Geschmacks-Test erlaubt!!!) Basen – früher Alkalien genannt – haben eher bitteren bis seifigen Geschmack und bei Berührung einen seifigen und mehr nachhaltigen ätzenden Eindruck (fühlen sich schlüpfrig an) erste genutze Basen waren Soda und Pottasche (basische Salze) für Wasch-Zwecke Basen und Säuren können sich gegenseitig neutralisieren, d.h. ihre charakteristischen Eigenschaften verschwinden, wobei Salze entstehen später fand man Farbstoffe (zuerst Lackmus), die auf Säuren und Basen unterschiedlich reagierten und somit als Erkennungs- bzw. Anzeige-Substanz - sogenannte Indikatoren – dienen konnten roter Lackmus (ein Pflanzen-Auszug) färbte sich mit Basen blau, blauer Lackmus mit Säuren rot (BOYLE (1664)) Veränderungen an Farben waren den Handwerkern im Mittelalter bekannt, Nutzung zur Bleiche, Fixierung von Farbstoffen Basen zur Verwendung bei der Herstellung von Seife Köche kennen die Farbveränderungen von Rot- oder auch Blaukraut (Rotkohl). Je nach Säure-Gehalt verfärbt sich der Saft von rot-violetten bis zum blauen Farbton. Unter chemischen Bedingungen, kann man noch mehr bzw. auch weniger Säure (sozusagen Antisäure Base) hinzufügen. Dann bilden sich noch extremere Verfärbungen. Rotkohl unter solch extremen Bedingungen würde uns aber nicht mehr schmecken bzw. wäre sogar Gesundheitsgefährlich. Die genaue Zuordnung der Farben zu den (viel später definierten) sogenannten pHWerten findet det interessierte Leser im Abschnitt 5.4.1.2. der pH-Wert. Rotkohl-Saft bei verschiedenen pH-Werten (Säure-Gehalten) Q: de.wikipedia.org (Supermartl) Im Mittelalter gab es dann die ersten Versuche Stoffgruppen auf Grund ihrer chemischen Eigenschaften zu definieren. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 236 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre TACHENIUS (1660): Säuren sind Stoffe, die sauer schmecken, mit unedlen Metallen unter Bildung eines Gases reagieren und mit Kalk aufschäumen. TACHENIUS war der "Allchemisten-Name" von Otto TACKE, einem deutschen Arzt und Chemiker. Der Base-Begriff geht ebenfalls auf TACHENIUS zurück. Unter Basen verstand er die (nichtflüchtigen) Stoffe, die mit (flüchtigen) Säuren Salze bildeten. Dabei bildeten die nichtflüchtigen Stoffe seiner Meinung nach die Grundlage (Basis) der Salze. Begriff Base ab 1730, abgeleitet von "Basis", weil sie als Grundlage für die Herstellung von Salzen betrachtete (umfasste immer noch Metallhydroxide, Metalloxide und Alkali- und Erdalkali-Carbonate) LAVOISIER (1743 – 1794) nahm noch an, dass Säuren immer auf Nichtmetalloxiden und Basen auf Metalloxiden basieren. Bei der Reaktion mit Wasser bildeten sie dann entweder die Säure oder die Base. Dies war auch die gängige Methode zur Herstellung einer Säure oder Base. Man verwendete einfach das passende Nichtmetall- bzw. Metall-Oxid und löste es in Wasser. Auf LAVOISIER gehen aber auch Aussagen zurück, das der Sauerstoff der Teil sei, der einen Stoff sauer machen würde. Schwefelbioxyd + Wasser = Monothionische Säure SO2 + HO = HO,SO2 Schwefeldioxid + Wasser schweflige Säure historische Bezeichnung und Schreibweise heute übliche Schreibweise Calciumoxid + Wasser = Calciumhydroxid CaO + HO = CaO,HO Calciumoxid + Wasser Calciumhydroxid DAVY (1811) konnte dann bei der Salzsäure nachweisen, dass der saure Charakter nicht vom Sauerstoff kommen könne, da Salzsäure überhaupt kein Sauerstoff enthält Stoffe zerlegten sich nach der damaligen Ansicht in Radikale; man kannte noch keine Ionen HCl = H + Cl LIEBIG brachte dann den Wasserstoff ins Spiel. In allen Säuren konnte man Wasserstoff nachweisen. Da aber wiederum eine Vielzahl von Stoffen bekannt war, die ebenfalls Wasserstoff enthielten, sie aber nicht sauer reagierten, konnte dies auch noch nicht der Weisheit letzter Schluss sein. Nach seiner Theorie waren Säuren Wasserstoff-haltige Stoffe, die sich mit Metallen zu Salzen umsetzen ließen. Bei der Reaktion wurde der Wasserstoff dann frei. Mg + H2SO4 MgSO4 + H2 Zn + HCl ZnCl2 + H2 im 19.Jhd. kamen dann sehr viele neue Indikatoren dazu, die auch andere Farbübergänge zeigten. So ist z.B. Phenolphthaleïn bei Anwesenheit von Säuren farblos und bei Basen violett gefärbt. Durch Kombination mehrerer Indikatoren konnte man einen sogenannten Universal-Indikator entwickeln, der heute vor allem in einfachen Untersuchungen benutzt wird. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 237 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Indikator Farbe im sauren Bereich Alizaringelb gelb Methylorange Methylrot Phenolphthaleïn rot rot farblos Indikator Farbe im sauren Bereich pH-UmschlagBereich 1 Farbe im neutralen Bereich pH-UmschlagBereich 2 Farbe im basischen Bereich Bromthymolblau rot 1,2 – 1,4 gelb 8,4 – 8,6 blau Thymolblau rot 1,2 – 1,4 gelb 6,6 – 6,9 BK_SekII_allgChem_BioEL.docx pH-UmschlagBereich 10,8 – 11,2 4,5 – 5,0 5,2 – 5,6 8,5 – 8,7 - 238 - Farbe im basischen Bereich dunkel violett ockergelb / orange gelb violett (c,p) 2009-2013 lsp: dre 5.4.1.1. Säure- und Base-Begriffe / Säure-Base-Konzepte 5.4.1.1.1. Säuren und Basen nach ARRHENIUS 1884 elektrolytische Dissoziation Dissoziation ist die Auftrennung von Stoffen in Ionen alle Säuren und Basen sind in wässriger Lösung Elektrolyte – also Lösungen, die den elektrischen Strom leiten Definition(en): Dissoziation . Definition(en): Elektrolyt . In der Schule haben die Meisten Säuren und Basen auf eine einfache Art kennengelernt. So dissoziierten Säuren in wässriger Lösung in Wasserstoff-Ionen und Säure-Rest-Ionen: - Salzsäure: HCl H+ + Cl Schwefelsäure: H2SO4 2 H+ + SO42 - Manchmal legte der Chemie-Lehrer noch Wert darauf, dass die Gleichung irgendwie deutlich machte, dass es sich um einen Vorgang in wässriger Lösung handelte. Das indizierte (aq) für "aquatisiert" sollte das dann kennzeichnen. - Salzsäure: HCl (aq) H+ (aq) + Cl (aq) Schwefelsäure: H2SO4 (aq) 2 H+ (aq) + SO42 (aq) - Als gemeinsames und sozusagen "saures" Merkmal wurden die Wasserstoff-Ionen (H+) herausgearbeitet. Entsprechend wurde bei den Basen vorgegangen: - Natriumhydroxid: NaOH Na+ + OH Magnesiumhydroxid: Mg(OH)2 Mg2+ + 2 OH - und wenn es der Chemie-Lehrer wieder etwas genauer sehen wollte: - Natriumhydroxid: NaOH (aq) Na+ (aq) + OH (aq) Magnesiumhydroxid: Mg(OH)2 (aq) Mg2+ (aq) + 2 OH (aq) BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - - 239 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre - Bei den Basen kristallisierte sich das Hydroxid-Ion (OH ) als der basisch machende Bestandteil heraus. Der schwedischer Chemiker Svante ARRHENIUS (1859 – 1927) entwickelte aus solchen Betrachtungen seinen Säure- und Base-Begriff. Nach ARRHENIUS (1883) sind Säuren solche Stoffe, die in einer wässrigen Lösung ein Wasserstoff-Ion abspalten. Basen sind dagegen Stoffe, die in wässriger Lösung ein Hydroxid-Ion abspalten. Definition(en): Säure (ARRHENIUS) Säuren sind Stoffe, die in Wasser in Wasserstoff-Kationen (positiv geladene WasserstoffIonen) und Säurerest-Anionen (negativ geladene Säurerest-Ionen) dissoziieren. Der saure Charakter geht von den Wasserstoff-Kationen aus. Säuren sind Stoffe, die in wässrigen Lösungen Wasserstoff-Ionen abspalten. Definition(en): Base (ARRHENIUS) Basen sind Stoffe, die in Wasser in Metall-Kationen und Hydroxid-Anionen dissoziieren. Der basische Charakter geht von den Hydroxid-Anionen aus. Basen sind Stoffe, die in wässrigen Lösungen Hydroxid-Ionen abspalten. Problematisch ist aber z.B. das Ammoniak. In Lösung zeigt uns der Indikator Unitest mit seiner blauen Farbe scheinbar die Hydroxid-Ionen (in Wirklichkeit nur die fehlenden Wasserstoff-Ionen) an. Aber in der Formel für Ammoniak NH3 ist beim besten Willen kein Sauerstoff für das Hydroxid-Ion zu finden. Ammoniak: NH3 - NH3 (???) + OH (???) Daneben bleiben bei ARRHENIUS noch weitere Fragen offen, z.B.: Warum geben die Säuren ihre Wasserstoff-Ionen überhaupt ab? BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 240 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre klassische anorganische Säure mit ihren Säure-Rest-Ionen Name (trivial) Chlorwasserstoffsäure (Salzsäure) salpetrige Säure Salpetersäure schweflige Säure SummenFormel HCl HNO2 Struktur-Formel _ H – Cl| _ O = N – O - H HNO3 H2SO3 Schwefelsäure H2SO4 Kohlensäure H2CO3 Phosphorsäure H3PO4 Name des / der Säure-Rests /-Reste Chlorid-Ion SummenFormel d. S-R. Cl Nitrit-Ion NO2 Nitrat-Ion Hydrogensufit-Ion Sulfit-Ion Hydrogensulfat-Ion Sulfat-Ion Hydrogencarbonat-Ion Carbonat-Ion DihydrogenphosphatIon Hydrogenphosphat-Ion Phosphat-Ion NO3 HSO3 2SO3 HSO4 2SO4 HCO3 2CO3 H2PO4 - StrukturFormel d. SR. _ |Cl| _ _ _ O = N – O| - 2- HPO4 3PO4 weitere anorganische Säure mit ihren Säure-Rest-Ionen Name (trivial) SummenFormel Fluorwasserstoffsäure Bromwasserstoffsäure Iodwasserstoffsäure Schwefelwasserstoffsäure HF StrukturFormel _ H – F| Name des Säure-Rests Fluorid-Ion SummenFormel d. S-R. F _ |F| - HBr Bromid-Ion Br HI Iodid-Ion I H2S Hydrogensufid-Ion Sulfid-Ion HS 2S BK_SekII_allgChem_BioEL.docx StrukturFormel d. SR. - 241 - - (c,p) 2009-2013 lsp: dre klassische anorganische Basen / Laugen mit ihren Base-Rest-Ionen Name (trivial) SummenFormel StrukturFormel Name des Restes Base- Natriumhydroxid Natronlauge (Ätznatron) Kaliumhydroxid Kalilauge (Ätzkali) Calciumhydroxid Kalkwasser (Ätzkalk, gelöschter Kalk) Bariumhydroxid Barytwasser Magnesiumhydroxid NaOH Natrium-Ion SummenFormel d. B.-R. + Na KOH Kalium-Ion K Ca(OH)2 Calcium-Ion Ca Ba(OH)2 Barium-Ion Ba Mg(OH)2 Magnesium-Ion Mg StrukturFormel d. B.-R. + 2+ 2+ 2+ Die oben angegebenen klassischen Säuren und Basen gehören zum Grundwissen der Chemie. Das Kennen der Namen und Symbole dieser Stoffe sowie ev. Säure-Rest-Ionen ist deshalb als obligatorisch anzusehen!!! BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 242 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 5.4.1.1.2. Säuren und Basen nach CADY (Solvens-Theorie der Säuren und Basen) CADY entdeckte 1928, dass auch einige flüssige Stoffe (z.B. ionische Lösungsmittel wie Wasser) eine gewisse Eigen-Dissoziation zeigten, ein solcher Stoff wurde als Solvens bezeichnet die Eigen-Dissoziation sollte durch Übertragung von geladenen Teilchen zwischen den Solvens-Molekülen vonstatten gehen nach der Art der wandernden Teilchen unterschied er kationo- und aniono-trope Lösungsmitteln unterschieden, bei kationotropen Lösungsmitteln gehen Kationen zwischen den SolvensTeilchen über, bei den anionotropen eben Anionen Wasser (KP=100 °C) gehört nach CADY zu den kationotropen Stoffen H2O + H2O - H3O+ + OH NH4+ + NH2 genau so flüssiges Ammoniak (KP=-33 °C): NH3 + NH3 - Zu den anionotropen Stoffen zählen z.B. Bromtrifluorid (KP=135 °C) und flüssiges Schwefeldioxid (KP=-10 °C): - BF3 + BF3 BF2+ + BF4 SO2 + SO2 SO2+ + SO32 - CADY übertrug also das Säure-Base-Verständnis allgemein auf ionische Lösungsmittel Definition(en): Säure (CADY), Solvosäure Säuren sind Stoffe, die durch Dissoziation in einem Lösungsmittel oder durch Reaktion mit dem Lösungsmittel die Menge der Lösungsmittel-eigenen Kationen erhöhen. Definition(en): Base (CADY), Solvobase Basen sind Stoffe, die durch Dissoziation in einem Lösungsmittel oder durch Reaktion mit dem Lösungsmittel die Menge der Lösungsmittel-eigenen Anionen erhöhen. Bei den Stoffen hängt ihre Zuordnung zu den Solvo-Säuren, –Basen oder –Salzen davon ab, in welches Lösungsmittel sie gerade gegeben werden: NH4Cl + Solvosalz H2O - NH4+ + OH NH4+ + Cl NH3(fl) NH4Cl Solvosäure BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 243 - - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 5.4.1.1.3. Säuren und Basen nach BRÖNSTEDT (Protonen-Theorie der Säuren und Basen) Wegen der verschiedenen Widersprüche im Säure-Base-Begriff von ARRHENIUS entwickelte der dänische Chemiker Johannes Nicolaus BRÖNSTED (eigentlich BRØNSTED) die Säure-Base-Theorie weiter (1923). BRÖNSTEDT konzentrierte sich mehr auf den zu charakterisierenden Stoff, als auf das Lösungsmittel. Weiterhin löste er das Säure-Base-Verhalten vom flüssigen Zustand. Die Charakterisierung erfolgt nur noch über die Fähigkeit Protonen (Wasserstoff-Ionen) aufzunehmen oder abzugeben. Salzsäure: Allgemein gilt: oder: - H+ + Cl Base HCl Säure H+ + Base Säure Säure Base + H+ Geben die Stoffe Protonen ab, dann sind sie Säuren, nehmen sie Protonen auf, dann sind sie eben Basen. Da der Stoff, der als Säure fungiert bei der Protonen-Abspaltung (Protolyse) einen Säure-Rest erzeugt, der gleich wieder das Proton aufnehmen kann – also als Base fungiert – sind immer eine Säure und eine Base direkt miteinander "verbunden". BRÖNSTEDT bezeichnete solche zusammenhängenden Säure-Base-Konstellationen als korrespondierendes Säure-Base-Paar (auch: konjugiertes Säure-Base-Paar). 1924 entdeckten FAJANS und JOST, dass die Protonen nicht losgelöst (manchmal auch als nackt bezeichnet) vorkommen. In Wasser werden sie sofort von partiell negativ geladenem Sauerstoff angezogen und gebunden. Das dabei gebildete komplexe Ion wurde HydroniumIon (H3O+, selten auch: Hydroxonium-Ion) genannt. H+ + H2O H3O+ Nach BRÖNSTEDT ist auch diese Reaktion eine Säure-Base-Reaktion. Da die ProtonenAbgabe immer mit einer Protonen-Aufnahme verbunden ist, werden beide (Teil-)Reaktionen immer gleich miteinander verbunden. Heute wissen wir, das sich noch weitere Wasser-Moleküle mit dem Hydronium-Ion verbinden und immer größere + + + Ionen (Verklumpungen, Cluster) bilden. Sie werden auch als Oxonium-Ionen (H5O2 , H7O3 , H9O4 usw.; nach IUPAC: Oxidanium) bezeichnet. Da aber nicht wirklich ein neuartiger chemischer Effekt dabei auftritt, belässt man es bei den Hydronium-Ionen. Insgesamt kommen wir dann z.B. zu folgender Gleichung: Salzsäure: - H3O+ + Cl HCl + H2O Das teilweise negativ geladene Sauerstoff-Atom des Wasser-Moleküls wechselwirkt mit dem teilweise positiv geladenen Wasserstoff-Atom des Chlorwasserstoff-Moleküls. Das Wasserstoff-Atom bildet zeitweilig eine Brücke zwischen beiden Molekülen und wird dann meistens zum Wasser-Molekül gezogen. Die Bindungs-Elektronen des Chlorwasserstoff verbleiben beim Chlor, so dass insgesamt zwei Ionen entstehen – das negativ geladene Chlorid-Ion und das positiv geladene Hydronium-Ion. Das Hydronium-Ion und das Chlorid-Ion interagieren auch wieder miteinander und bilden dann die Wasser- und Chlorwasserstoff-Moleküle zurück. Schwefelsäure: BK_SekII_allgChem_BioEL.docx H2SO4 + 2 H2O - 244 - - 2 H3O+ + SO42 (c,p) 2009-2013 lsp: dre Aufgaben: 1. Schreiben Sie die Struktur-Gleichung für die Dissoziation des Chlorwasserstoffs ab und ergänzen Sie die fehlenden Elektronen-Paare (LEWISSchreibweise) z.B. mit Bleistift! 2. Stellen Sie für die Reaktion von Schwefelsäure und Wasser die StrukturGleichung auf! Bei der Betrachtung der Basen entstehen Gleichungen, die anfänglich etwas verwirrend sind: Natriumhydroxid: - Na+ + H2O + OH NaOH + H2O Beim ionischen Natriumhydroxid interagiert vor allem das Hydroxid-Ion aus dem KristallGitter mit dem teilweise positiv geladenen Wasserstoff-Atom aus dem Wasser-Molekül. Das (Kristall-)Hydroxid-Ion entreißt dem Wasser-Molekül ein Wasserstoff-Ion und bildet damit ein (neues) Wasser-Molekül. Vom ursprünglichen Wasser-Molekül bleibt ein (neugebildetes) Hydroxid-Ion übrig. Magnesiumhydroxid: - Mg2+ + 2 OH Mg(OH)2 + 2 H2O + 2 H2O Wenn man sich aber das Reaktions-Verhalten genauer ansieht, dann ist Wasser was eingesetzt wird, nicht mit dem identisch, welches gebildet wird. Der Ausgangsstoff Wasser reagiert mit den Hydroxid-Ionen aus der dissozierenden Base und gibt an dieses ein Proton (Wasserstoff-Ion) ab. Das eingesetzte Wasser wird dabei zum Hydroxid-Ion, welches unsere Lösung basisch macht. - Na+ + H2O + OH NaOH + H2O Nun bringt diese Schreibung aber keinen Vorteil, so dass man im Allgemeinen auf das scheinbar zusätzliche Wasser verzichtet und bei der klassischen Schreibweise bleibt. Schaut man aber genauer hin, dann stellen wir fest, dass nach BRÖNSTEDT nicht das Metall-Hydroxid die Base ist, sondern nur das enthaltene Hydroxid-Ion. Nur dieses hat die Fähigkeit ein Proton aufzunehmen. Aber wir hatten ja noch das Ammoniak als Problem. Kann uns BRÖNSTED hier eine Lösung anbieten? Beim Lösen von Ammoniak in Wasser erhalten wir nun auch endlichen einen Stoff, der uns die Hydroxid-Ionen liefern kann. Ammoniak: - NH4+ + OH NH3 + H2O Das partiell geladene Wasserstoff-Atom des Wassers wird besonders vom freien Elektronen-Päarchen des Stickstoff-Atoms aus dem Ammoniak-Molekül angezogen. Durch die Übernahme des Wasserstoff-Ions auf das Ammoniak-Molekül entsteht das Ammonium-Ion und aus dem Wasser-Molekül wird ein Hydroxid-Ion. Die Ionen können für sich wieder miteinander reagieren und die Ausgangs-Teilchen zurückbilden. Somit ist die BRÖNSTED-Theorie der Säuren und Basen wirklich ein deutlicher Fortschritt. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 245 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Definieren wir nun die Säuren und Basen nach BRÖNSTED (1923). Säuren sind demnach Stoffe, die in wässrigen Lösungen ein oder mehrere Proton(en) (Wasserstoff-Ion(en)) abgeben (Protonen-Spender, Protonen-Donatoren (lat.: donore … abgegeben)). Basen sind Stoffe, die in wässriger Lösung ein oder mehrere Proton(en) (Wasserstoff-Ion(en)) aufnehmen (Protonen-Empfänger, Protonen-Akzeptoren (lat.: accetare ... aufnehmen)). Johannes Nicolaus BRÖNSTED lebte von 1879 bis 1947. Der britische Forscher Thomas LOWRY definierte zeitgleich und unabhängig die Säuren und Basen wie BRÖNSTED. Sein Wirken ist aber ein wenig in den Hintergrund der Geschichte gerutscht. Da bei den Reaktionen ein oder mehrere Proton(en) von einem Stoff zum nächsten übertragen werden, sprechen wir von einer Reaktion mit Protonen-Übergang oder auch einer protolytischen Reaktion. Die Protonen können für sich nicht frei existieren. Deshalb ist eine Protonen-Abgabe immer mit einer Protonen-Aufnahme verbunden. Eigentlich müsste man sogar sagen, eine Protonen-Aufnahme ist immer mit einer –Abgabe verbunden. Der aufnehmende Stoff besitzt quasi Saug-Eigenschaften für Protonen. Wenn diese nicht da wären, würde der andere Stoff die Protonen nicht von sich aus abgeben. Das können wir mit den Teil-Reaktionen auch gut darstellen: - HCl H+ + Cl Protonen-Abgabe H2O + H+ H3O+ Protonen-Aufnahme Aus logischen Gründen schreiben wir eigentlich immer zuerst die abgebende Teil-Reaktion, damit wir eben etwas zum Übertragen erhalten, und dann als Zweites die aufnehmende. Fasst man beide Teil-Reaktionen zusammen: ______________________________________________ HCl + H2O + H+ H+ + Cl + H3O+ dann kann man die auf beiden Seiten vorkommenden Wasserstoff-Ionen herauskürzen: - HCl + H2O Cl + H3O+ Im Ergebnis erhalten wir die schon bekannte BRÖNSTEDsche Gleichung der Salzsäure. Wir wollen uns die Teil-Reaktionen noch einmal genauer ansehen und die Stoffe in Stoffklassen nach BRÖNSTED einteilen. Salzsäure ist als Protonen-Donator eine Säure und Wasser der Akzeptor, also die Base. - HCl Säure H+ + Cl Protonen-Abgabe H2O + H+ Base H3O+ Protonen-Aufnahme Da die Reaktionen aber im Gleichgewicht, also hin und zurück ablaufen können, müssen wir auch die Chlorid- und die Hydronium-Ionen zuordnen. Da das Chlorid-Ion ein Proton aufnehmen kann, ist es eine Base. Läuft die Protonen-Aufnahme rückwärts, dann ist das Hydronium-Ion ein Protonen-Donator, also eine Säure. In einer chemischen Reaktion treten Säure und Base immer als Paar auf (S-B-Paar, SBP). HCl Säure H2O + H+ Base BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - H+ + Cl Base Protonenübergang H3O+ Säure - 246 - Protonen-Abgabe (Lösung) Säure-Base-Paar Protonen-Aufnahme Säure-Base-Paar (c,p) 2009-2013 lsp: dre Eine Säure und die abgleitete Base bilden ein zusammengehörendes Paar – das korrospondierende Säure-Base-Paar (korrosp. S-B-Paar, kSBP). In BRÖNSTED-Gleichungen haben wir also zwei Säuren und zwei Basen, die insgesamt auch zwei Paare bilden. Zusammengehörende Säure-Base-Paare erhalten die gleichen Indizes: ________________________________________ HCl + H2O H3O++ Cl Säure1 Base2 Säure2 Base1 korrespondierende S-BPaare Gesprochen werden die Säure-Base-Paare dann z.B. Säure 2 und Base 1 (Reaktions-Produkte). Betrachten wir nun – der Einfachheit halber – die Säure- und Basen-Paare für eine Base in Kurzform nur mit kurzen Überschriften: - Na+ + OH NaOH + H2O + H2O Teilreaktionen: - Na+ + OH NaOH H2O Säure1 - OH + H+ Base2 - H+ + OH Base1 Protonenübergang H2O Säure2 Dissoziation / Lösung Protonen-Abgabe korrosp. S-B-Paar 1 Protonen-Aufnahme korrosp. S-B-Paar 2 Zusammenfassung: _______________________________________________ NaOH + H2O Na+ + OH + H2O Base2 Säure1 Base1 Säure2 Die Reaktionen bei den Basen sehen immer etwas undurchsichtig und kompliziert aus. Man muss sich dabei aber vergegenwärtigen, dass immer zwei "Arten" von Wasser-Moleküle auftreten. Einmal tritt Wasser als Ausgangsstoff auf und wird in Protonen (Wasserstoff-Ionen) und Hydroxid-Ionen zerlegt. Daneben entsteht "neues" Wasser als Reaktions-Produkt aus Protonen und dem herausgelösten Hydroxid-Ionen. Definition(en): Säure (BRÖNSTED) Säuren sind Stoffe, die in wässrigen Lösungen Protonen (Wasserstoff-Ionen) abspalten. Definition(en): Base (BRÖNSTED) Basen sind Stoffe, die in wässrigen Lösungen Protonen (Wasserstoff-Ionen) aufnehmen. Definition(en): korrespondierendes Säure-Base-Paar Ein korrespondierendes (auch: konjugiertes) Säure-Base-Paar sind eine Säure und eine Base, die durch Protolyse ineinander übergehen können. Die Säure wird durch die Abgabe eines Proton (Wasserstoff-Ions) zu einer Base. Die Base wird durch die Aufnahme des Protons zur dazugehörigen Säure. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 247 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Im Allgemeinen ergibt sich nun folgendes Schema: korrespondierendes Säure-Base-Paar 1 Säure1 + Base2 Base1 + Säure2 korrespondierendes Säure-Base-Paar 2 typische konjugierte Säure-Base-Paare Anionen-Säure HX HX + z.B.: HSO4 + Neutralsäure HX HX + z.B.: HCl + Kationen-Säure HX+ HX+ + z.B.: NH4+ + Anionen-Base X + X + z.B.: OH + Neutralbase HX + HX + z.B.: H2O + BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - H2O H+ H3O+ + + X2 X2 H2O H3O+ + SO42 H2O H+ H3O+ + + X X H2O H3O+ + Cl H2O H+ H3O+ + + X X H2O H3O+ + NH3 H+ H2O H2X H2X + OH H2O H2O + OH H+ H2O H2X+ H2X+ + OH H2O H3O+ + OH - 248 - - - - - - - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Kationen-Base HX+ + H+ HX+ + H2O z.B.: [Fe(OH)(H2O)5]2+ + H2O BK_SekII_allgChem_BioEL.docx H2X2+ H2X2+ + OH - [Fe(H2O)6 ]3+ + OH - 249 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 5.4.1.1.4. Autoprotolyse des Wassers Dem aufmerksamen Leser ist nun sicher auch schon aufgefallen, dass Wasser mal als Säure und mal als Base diente. Wenn das so gehen soll, dann müsste Wasser auch mit sich selbst reagieren können. Denn woher soll das eine Wasser-Molekül "wissen", was an der gegenüberliegenden Seite des anderen Wasser (Reaktionspartner) für ein Rest angebunden ist? Probieren wir also mal die Reaktion von Wasser mit sich selbst: H2O + H3O+ H2O - + OH Teilreaktionen: H2O Säure1 H2O + H+ Base2 - H+ + OH Base1 Protonenübergang H3O+ Säure2 Protonen-Abgabe korrosp. S-B-Paar 1 Protonen-Aufnahme korrosp. S-B-Paar 2 Zusammenfassung: ________________________________________ H2O + H2O H3O+ + OH Säure1 Base2 Säure2 Base1 Die Reaktion von Wasser mit sich selbst nennen wir Autoprotolyse. Da Wasser sowohl als Base als auch als Säure reagieren kann, ist ein sogenanntes Ampholyt ( amphis .. griech.: auf beiden Seiten; lysis .. griech.: Auflösung). Mit radioaktivem Wasser, welches Deuterium (2H) und O-18-Atome (18O) enthält, kann man eine andere Wasser-Probe untersuchen. Dabei kann man nachweisen, dass es wirklich zu ständigen Protonen-Übergängen zwischen den Wasser-Molekülen kommt. Nach kurzer Zeit findet man nämlich Deuterium an normalen Sauerstoff-Atomen und an den O-18-Atomen die einfachen Wasserstoff-Atome. Das die Hydroxid- und die Hydronium-Ionen wirklich im Wasser vorkommen, kann man durch eine Prüfung der elektrischen Leitfähigkeit testen. Wären die Wasser-Moleküle nur als nach außen neutrale Teilchen vorhanden, dann müsste die Leitfähigkeit gleich null sein. Praktisch messen wir aber eine Leitfähigkeit von 5 µS/m (S .. SIEMENS; andere Einheiten: 1/(Ω -1 -1 -1 -1 m) = Ω m = A/(V m) = A V m ) auch in sehr reinem Wasser (demineralisiert bzw. destilliert). Dies ist ein recht gutes Ergebnis für ionische Lösungen (Elektrolyte). Im Vergleich zu metallischen Leitern (Leiter 1. Klasse) sind ionische Lösungen immer schlechter leitend (Leiter 2. Klasse). Dies liegt vorrangig an den großen geladenen Teilchen (gelöste Ionen), die nun im elektrischen Feld wandern müssen. Im Metall können sich die winzigen Elektronen im fast leeren Raum zwischen den Atom-Kernen natürlich wesentlich besser bewegen. Im reinen Wasser kommt es bei rund 600.000.000 Molekülen ein einziges Mal zur Autoprotolyse. Die exakte Anzahl wird mit 555.600.000 Molekülen angegeben. Das chemische Gleichgewicht ist also eindeutig in Richtung Ausgangs-Stoffe verlagert: - H3O+ + OH H2O + H2O BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 250 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Aufgaben: 1. Berechnen Sie exakt, wieviele Umsätze es bei einem Mol Wasser zu einem Zeitpunkt geben müsste! für die gehobene Anspruchsebene: 2. Wieviele Wasser-Moleküle liegen in einem Liter Wasser dissoziiert vor? Die Autoprotolyse scheint eine relativ seltene Reaktion zu sein. Sie kann kaum als Ursache für die vielen besonderen Eigenschaften des Wassers dienen. Einige dieser Eigenschaften sind so besonders, dass man sie als Anomalien erfasst. Hier seien nur die ungewöhnlichen Schmelz- und Siedepunkte des Wassers oder auch die Dichte-Anomalie bei -4 °C genannt. Sie haben im Wesentlichen einen anderen Grund. Wasser bildet bei der "Reaktion" mit sich selbst sogenannte Wasserstoff-Brücken aus. Dabei teilen sich zwei Wasser-Moleküle zeitweilig ein Wasserstoff-Atom. Dieses schwebt gewissermaßen zwischen den SauerstoffAtomen. Diese Brücken werden sehr häufig ausgebildet. Manchmal wird das WasserstoffAtom dann stärker vom fremden Sauerstoff-Atom angezogen und es bilden sich die Hydronium- und Hydroxid-Ionen ( Autoprotolyse). Das Brücken-Wasserstoff-Atom kann aber auch wieder zu seinem ursprünglichen Sauerstoff-Atom zurückwandern und es bilden sich die beiden Wasser-Moleküle zurück. Im nächsten Augenblick interagiert dieses oder das andere Wasserstoff-Atom mit einem anderen Wasser-Molekül. So bildet sich ein höchst dynamisches Netzwerk sich ständig neu verbindender Wasser-Moleküle. Wasserstoff-Brücken-Bindung Aufgaben: 1. Skizzieren Sie obige Gleichung in vollständiger LEWIS-Schreibweise! für die gehobene Anspruchsebene: 2. Finden Sie weitere Anomalien des Wassers! Erläutern Sie diese jeweils kurz! BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 251 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 5.4.1.1.5. Neutralisation Definition(en): Neutralisation (ARRHENIUS) Eine Neutralisation ist die chemische Reaktion, bei der sich Wasserstoff-Ionen (einer Säure) mit den Hydroxid-Ionen (einer Base) stöchiometrisch vereinen. Dabei wird sowohl die saure als auch die basische Wirkung aufgehoben / neutralisiert. HCl + NaOH NaCl + H2O Teilreaktionen: - Na+ + OH NaOH - HCl Säure1 - OH + H+ Base2 Dissoziation / Lösung H+ + Cl Base1 Protonenübergang H2O Säure2 Protonen-Abgabe (#) korrosp. S-B-Paar 1 Na+ + H2O Säure2 Protonen-Aufnahme (#) Protonen-Aufnahme korrosp. S-B-Paar 2 bzw. mit dem Base-Rest: - Na+ + OH + H+ Base2 Zusammenfassung: (der Teilreaktionen mit #) ______________________________________________________________ HCl + Na+ + OH + H+ H+ + Cl + Na+ + H2O Säure1 Base2 Base1 Säure2 nach dem Kürzen und Zusammenfassen der Ionen zu Stoffen: HCl + NaOH Säure1 Base2 NaCl + H2O Base1 Säure2 und als allg. Schema: Säure Base Salz Wasser Der Kern dieser Reaktion (einer phänomenologischen Säure und Base (nach ARRHENIUS)) ist die Addition von Hydroxid- und Wasserstoff-Ion: - OH + H+ H2O Die Teilchen, die unsere Ausgangsstoffe phänomenologisch zu Säure und Base machten löschen sich gegenseitig aus. Aus einen saurem und einem basischen Teilchen wird ein neutrales. Wir sprechen hier deshalb von einer Neutralisation. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 252 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Stellen wir uns die Protonen an Wasser gebunden vor, dann kommen wir zu unserer AutoProtolyse-Gleichung des Wassers zurück – nur in der umgedrehten Schreibweise: - OH + H3O+ Base2 Säure1 H2O + H2O Säure2 Base1 Definition(en): Neutralisation (BRÖNSTED) Neutralisationen sind chemische Reaktionen (Säure-Base-Reaktionen), Hydronium-Ionen Protonen an Hydroxid-Ionen abgeben. bei denen Das Gleichgewicht ist praktisch sehr stark zum Wasser hin verschoben. Die ungefähren Zahlen-Verhältnisse für die einzelnen Teilchen haben wir ja schon gekennzeichnet. - OH + H3O+ H2O + H2O quantitative Betrachtung der Neutralisation Nun kann man chemische Gleichungen als exakte quantitative Systeme betrachten. Dabei sind zwei unterschiedliche Interpretationen / Les-Arten einer chemischen Gleichung zulässig. Wenn wir bei der obigen Ausgangsgleichung bleiben, dann sind dies: Ein Teilchen Chlorwasserstoff reagiert mit einer Baueinheit Natriumhydroxid zu einer Baueinheit Natriumchlorid und einem Molekül Wasser. bzw. (in der Stoffmengen-Betrachtung): Ein Mol Chlorwasserstoff reagiert mit einem Mol Natriumhydroxid zu einem Mol Natriumchlorid und einem Mol Wasser. In beiden Fällen sind die Stoffmengen-Angaben – egal ob als Teilchen-Anzahl oder als Stoffmenge – immer äquivalent zueinander. Das setzt sich über die Teil-Reaktionen bis zu den Gesamt-Gleichungen fort, die jeweils ausgewählte Details einer Reaktion darstellen. Damit z.B. die Säure vollständig neutralisiert wird, müssen alle Hydronium-Ionen mit einem Hydroxid-Ion reagieren können. Nur dann haben wir am Ende eine neutrale Situation. Die Äquivalenz der verschiedenen Stoffmengen kann man nun z.B. auch zur Berechnung von unbekannten Größen benutzen. Es gilt: - n [H3O+] = n [OH ] Liegen z.B. in einer Probe 1.000.000 Hydronium-Ionen vor, dann benötigt man genau 1.000.000 Hydroxid-Ionen zur Neutralisation. Dabei ist es egal, wie konzentriert die EinzelLösungen sind. Ob sich die 1 Mill. Hydronium-Ionen in einem oder z.B. zwei Liter verteilen, ist praktisch egal. Es wird nur etwas länger dauern, bis die 1 Mill. Hydroxid-Ionen endlich ihren Partner für eine Neutralisation finden werden. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 253 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Methode: Aufstellen von Neutralisations-Gleichungen z.B. Neutralisation von Aluminiumhydroxid mit Schwefelsäure Notieren der Wort-Gleichung (aus der Aufgabe heraus) | Aluminiumhydroxid + Schwefelsäure Wasser | (wegen "Neutralisation") Heraussuchen der Formeln für die Verbindungen ( Tabellen, ev. selbst Aufstellen) | Al(OH)3 + H2SO4 H2O | Aufstellen der einfachen Dissoziation-Gleichungen (um die Wertigkeit der Säure bzw. Base zu ermitteln) - Al3+ + 3 OH 2 H+ + SO42 Al(OH)3 H2SO4 3-wertige Base 2-wertige Säure Ermitteln der Faktoren für die Stoffe über das Kleinste gemeinsame Vielfache (KGV) 3 2*3 * = 2 3*2 = = 6 (KGV) 6 Benutzen der Faktoren für die Dissoziations-Gleichungen 2 Al(OH)3 3 H2SO4 - 2 Al3+ + 6 OH 6 H+ + 3 SO42 Zusammenfassen der beiden Dissoziations-Gleichungen ______________________________________________________________ 2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 2 Al3+ + 6 OH + 6 H+ + 3 SO42 "Durchführen" der Neutralisation (Zusammenfassen von Wasserstoff- und Hydroxid-Ionen) - 6 OH + 6 H+ 6 H2O Ersetzen der neutralisierten Ionen durch das Wasser 2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 - 2 Al3+ + 6 H2O + 3 SO42 fertig! Al2(SO4)3 + 6 H2O fertig! ev. Aufstellen der Stoff-Gleichung: 2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 254 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Der Zusatz eines Indikators vereinfacht die Beobachtung und das Finden des sogenannten Äquivalenz-Punktes. An diesem Punkt ist die Neutralisation vollständig. Für genaue quantitative Untersuchungen benötigt man von einer Lösung (Säure oder Base) genaue Inhaltsangaben. Mittels vorgefertigter Ampullen kann man sich im Labor definierte Lösungen mit Konzentration von z.B. 0,1 oder 1,0 mol/l Säure bzw. Base herstellen. Nehmen wir z.B. mal an in einer Wasserprobe befindet eine unbekannte Menge Base. Von der Probe steht uns ein Liter zur Verfügung. Wir wollen nun wissen, wie groß die Menge (Stoffmenge od. Konzentration) an Hydroxid-Ionen in der Probe ist. Nun könnte man aus einem Gefäß mit einer genauen Maß-Einteilung (z.B. Standzylinder) nach und nach etwas von einer definierten Säure in die Probe kippen. Damit wir den Äquivalenz-Punkt beobachten können, geben wir zur Probe einige Tropfen Indikator dazu. Nach und nach wird sich durch das Hinzufügen der Säure, die Probe von blau nach grün verfärben. In dem Augenblick, wenn der Indikator in der Probe eine grüne Farbe annimmt, wird das zugekippte Volumen der definierten Säure exakt erfasst. Nehmen wir an, wir hätten 127 ml einer 1 M-Lösung (1M = 1 mol/l) verbraucht, dann können wir über die Formel: c .. Konzentration [mol/l] n .. Stoffmenge [mol] V .. Volumen [l] sehr einfach die Stoffmenge für die eingesetzten Hydronium-Ionen berechnen: Umstellen nach n Anwenden auf einen Stoff Einsetzen der bekannten Werte Berechnen mit Kürzen der Einheiten Da definitionsgemäß die Äquivalenz erfüllt sein muss: - n [H3O+] = n [OH ] können wir auf eine Konzentration der Hydroxid-Ionen von ebenfalls 0,127 mol schließen. In der Praxis geht man allerdings etwas anders vor. Zum Einen möchte man die Untersuchung statistisch sichern. Da die Proben-Menge meist irgendwie begrenzt ist, bleibt nur eine Teilung in kleine Proben. Soll z.B. eine 1-Liter-Probe in Teil-Proben a 200 ml geteilt werden, dann sind praktisch nur 4 Proben nutzbar. Der Rest der 1-Liter-Probe ist selten noch genau die 200 ml, die theoretisch übrigbleiben müssten. Da ist irgendwo ein Tropfen danebengegangen oder hängt noch in einem Gefäß, dem Trichter usw. Somit erhält man praktisch immer eine Teil-Probe weniger, als theoretisch möglich wäre. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 255 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Die Teilung der Probe ermöglicht es uns auch einem zweiten Problem aus dem Weg zu gehen, nämlich einer versehentlichen Total-Zerstörung des ProbenMaterials schon mit dem ersten MeßVorgang. Aus Erfahrung wissen wir, dass der erste Versuch nicht immer gleich auch der Beste ist. Geräte müssen sich erst warmlaufen, Laboranten müssen sich auf neue Geräte und Proben-Mengen einstellen. Deshalb wird der erste Versuch nur zur Orientierung genutzt. Je nachdem in viele Teil-Proben man nun seine Haupt-Probe geteilt hat, kann man nun noch drei- oder acht-mal messen. Dies reicht dann auch für eine einfache statistische Auswertung. Am Ende darf man dann nur nicht vergessen, den Mittelwert noch mit dem Proben-Teiler zu multiplizieren, damit man das Rechen-Ergebnis zur HauptProbe passt. Für die Messung verwendet man auch wesentlich genaue Glas-Geräte, als z.B Standzylinder. Für solche Maß-Analysen werden zumeist sogenannte Büretten genutzt. Für unsere angenommene Probe von oben könnten die Meß-Ergebnisse ungefähr so ausgesehen haben: Volumen der Probe: Proben-Teiler: Volumen der Teil-Proben: Proben-Nr. Meß-Ergebnis 1l 5 200 ml = 0,2 l 1 (Vor-Probe) 25,8 ml Durchschnitt: multipliziert mit Proben-Teiler Ergebnis: 2 25,4 ml 3 25,3 ml 25,4 ml 4 25,5 ml 5 127 ml Man könnte natürlich auch jede Probe die Stoffmenge einzeln berechnen und am Schluss dann den Mittelwert und das Produkt berechnen. Die Erfahrung sagt, wenn man die Messwerte frühzeitig zusammenfasst (mittelt), dann reduziert sich der restliche Rechen-Aufwand meist beträchtlich. Eine etwas ausführlichere Darstellung der Methode ist auch noch mal im Kapitel Stöchiometrie zu finden ( 6. Stöchiometrie). Bei mehrwertigen Säuren treten für die einzelnen Stufen eigenständige Neutralisationen auf. Besonders gut kann man diese bei Titrationen beobachten, die mit technischen Mitteln verfolgt werden ( Titration). BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 256 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Aufgaben: 1. Eine Liter-Probe (KOH) wurde von einem Labor-Anfänger in 200 ml-TeilProben zerlegt und die folgenden Meßwerte aufgenommen: 35,2 ml; 32,2 ml; 32,0 ml; 32,1 ml; 29,1 ml 2. Als Maß-Lösung kam eine 1 M HCl-Lösung zum Einsatz. Werten Sie die Meßwerte exakt aus und geben Sie die Stoffmenge KOH an! Exkurs: Regeln zum Aufstellen der Namen für Salze 1. zuerst wird der Name des Metalls aus dem Hydroxid (z.B. Magnesium) bzw. der basische Teil einer nichtmetallischen Base (z.B. Ammonium) genannt 2. es folgt der Name des Säure-Restes 2a) Sauerstoff-freie Säure-Reste erhalten die Endung –id (z.B. –chlorid (Cl )) 2b) Sauerstoff-reiche Säure-Reste erhalten die Endung –at (z.B. –sulfat (SO42 )) 2c) Sauerstoff-ärmere Säure-Reste erhalten die Endung –it (z.B. sulfit (SO32 )) 2d) Wasserstoff im Säure-Rest (bei noch nicht vollständig dissoziierten Säuren) werden durch die Zwischen-Silbe –hydrogen– gekennzeichnet (z.B. hydrogensulfat (HSO4 )) bei Bedarf wird die Anzahl der Wasserstoff-Atome in Zahlwörtern vor die Zwischen-Silbe hinzugefügt (z.B. zwei -di-; drei -tri-) BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 257 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 5.4.1.1.6. Welche Reaktionen sind den nun genau Säure-Base-Reaktionen? Für uns zählt hier natürlich das Säure-Base-Konzept von BRÖNSTEDT. Die Ansichten von ARRHENIUS können hier natürlich mit einfließen. Bei einfachen (offensichtlichen) SäureBase-Reaktionen kann man dieses Konzept zur schnellen Abarbeitung einer Aufgabe oder eines Problems benutzen. Universeller und wissenschaftlicher geht's mit BRÖNSTEDT. Bei der Prüfung, ob eine Reaktion ein Säure-Base-System darstellt, kann man mit einigen Vortests beginnen. Da spart man sich u.U. die aufwendige Suche nach den Teil-Reaktionen und den Säure-Base-Paaren. Vortests: ? Gibt es überhaupt Wasserstoff (, der zum Proton werden kann) in der Gleichung / Reaktion? Für eine Säure-Base-Reaktion ist Wasserstoff, der als Proton zwischen zwei Stoffen übertragen wird eine notwendige Voraussetzung (siehe Def.). Alle Reaktionen, die keinen Wasserstoff enthalten, fallen schon durch die Vorprüfung. Fe + S FeS keine Säure-Base-Reaktion, da es überhaupt keinen Wasserstoff in dieser Gleichung gibt (praktisch ist es eine Redox-Reaktion) ? Findet die Reaktion im wässrigen Milieu statt? Deutliche Zeichen hierfür sind die Aggregatszustand- bzw. Milieu-Angaben, die in den chemischen Gleichungen gemacht werden. Da könnte zum Ersten Wasser als Ausgangsstoff oder Reaktionsprodukt auftauchen. Als zweite Möglichkeit bietet sich die Angabe von (aq) für aquatisiert als Zusatzangabe an chemischen Formeln an. Eine weitere Stelle, wo man nach Wasser suchen kann, ist der Reaktions-Pfeil. Steht da zum z.B. Wasser dran, dann kann man von einer allgegenwärtigen Anwesenheit von Wasser ausgehen. Reine Feststoff- oder Gas-Reaktionen (zu erkennen an (s) für solid bzw. (g) für gaesic) werden mit ziemlich großer Sicherheit keine Säure-Base-Vorgänge sein. Reaktionen mit flüssigen Stoffen (gekennzeichnet durch (f) für fluid) sind immer ein bisschen Säure-Baseverdächtig. ? Wandert der Wasserstoff zwischen den Ausgangsstoffen hin und her? Gerade in organischen Stoffen kommt Wasserstoff in rauen Mengen vor. Trotzdem finden wir hier relativ wenige S-B-Reaktionen. Wasserstoff ist hier Struktur-Element und in den meisten Fällen in einer Atom-Bindungs-ähnlichen Situation gebunden. Die Polarität der CohlenstoffWasserstoff-Bindung ist so gering, dass eine Abspaltung eines Protons nur selten möglich ist. Man kann sich ev. merken, dass die Carbon-Säuren z.B. sehr typische Säuren sind. Alkohole können schwach sauer reagieren. In beiden Fällen gilt das besonders für kurzkettige / niedermolekulare Vertreter. Als mögliche Basen kommen z.B. viele organische StickstoffVerbindungen in Frage. ? Gibt es namentlich Säuren und / oder Basen, die miteinander reagieren? Tauchen Säuren, Basen und / oder Salze bei den Stoffnamen auf, dann sollte man gründlich weiter prüfen ( Haupttest). In vielen Fällen sind Säure-Base-Reaktionen so schnell zu erkennen. Besonders, wenn Säure und Base gemeinsam auf einer Seite oder getrennt auf BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 258 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre beiden Seiten der Reaktions-Gleichung auftauchen, dann ist eine S-B-Reaktion sehr wahrscheinlich. Besonders gründlich muss man Reaktionen weiterprüfen, die z.B. Salze enthalten. Oft verstecken sich hier Säure-Base-Reaktionen z.B. hinter einer phänomenologischen FällungsReaktion. ? Ändern sich Oxidationszahlen während der Reaktion? Warum dieser Sachverhalt sehr gut geeignet ist, eine Säure-Base-Reaktion auszuschließen, werden wir erst im nächsten Kapitel kennen lernen. Hier sei erst einmal nur darauf hingewiesen, dass es sich bei Änderungen der Oxidationszahlen nicht um eine Säure-Base-Reaktion handelt. Haupttest(s): ? Sind es Protonen, die zwischen den Ausgangsstoffen ausgetauscht werden? ? Gibt es Protonen-Abgabe und –Aufnahme? Haben die Vortests eine gewisse Wahrscheinlichkeit für eine Säure-Base-Reaktion ergeben, dann prüfen wir nun genau. Wir suchen zuerst einen Stoff, der Protonen abgeben könnte. Ev. sollte man mehrere Stoffe prüfen. Was nicht passt oder funktioniert, wird dann weggestrichen. Mit der Abgabe von Protonen ist zwangsläufig auch eine Aufnahme verbunden. Hier muss u.U. etwas gründlicher gesucht werden. Wir haben ja schon bei den Basen gesehen, dass die eigentliche Reaktion durch die IUPAC-Regeln zur Gleichungs-Schreibung untergeht (Streichung von Wasser auf beiden Seiten der Reaktion, obwohl es sich um unterschiedliche Moleküle handelt). Manchmal muß man also erst einmal z.B. Wasser hinzugeben (wir arbeiten ja schließlich im wässrigen Mileu), um ein vollständiges Gleichungs-System konstruieren zu können. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 259 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Aufgaben: 1. Untersuchen Sie bei den folgenden chemischen Reaktionen, ob es sich jeweils um eine Säure-Base-Reaktion handelt! Stellen Sie bei Säure-BaseReaktionen die Teil-Gleichung und die Gesamt-Gleichung / Säure-BaseGleichung auf! Beschriften Sie passend Säure, Base, Protonen-Aufnahme und –Abgabe und die korrespondierenden Säure-Base-Paare! Sollte es sich nicht um eine Säure-Base-Reaktion handeln, dann begründen Sie Ihre Meinung! a) b) c) d) e) f) H2SO4 + ZnO H2SO4 + Ba(OH)2 2 Na + Cl2 NaOH + HBr CaO + H2O Ba(OH)2 + Na2SO4 ZnSO4 + H2O BaSO4 + 2 H2O 2 NaCl H2O + NaBr Ca(OH) 2 BaSO4 + 2 NaOH a) b) c) d) e) Reaktion von Schwefelsäure mit Magnesiumoxid Reaktion von Salzsäure mit Aluminiumhydroxid Reaktion von Calciumoxid mit Wasser Reaktion von Calciumcarbonat mit Salzsäure unter Bildung von Cohlendioxid Calciumcarbonat (z.B. Kesselstein) wird unter Zugabe von Cohlendioxid als Calciumhydrogencarbonat in Wasser gelöst 2. Prüfen Sie für die folgenden chemischen Reaktionen, ob es sich jeweils um eine Reaktion mit Protonen-Übergang handelt! Geben Sie das vollständige Gleichungs-Gebilde mit allen Benennungen an! BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 260 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 5.4.1.1.7. Weiterentwicklung der Säure-Base-Konzepte Die Säure-Base-Konzepte wurden nach BRÖNSTED immer noch weiterentwickelt. Heute kennen wir auch sogenannte LEWIS-Säuren und –Basen. Das Säure-Base-Konzept von LEWIS kommt ohne Protonen-Übergänge aus und beruht auf den "urchemischen" Elektronen. Eine LEWIS-Säure ist ein Stoff, der Elektronen-Paare akzeptiert, also anlagert. LEWISSäuren sind somit immer elektrophil (Elektronen-liebend). Stoffe, die Elektronen-Paare abgeben (donieren) können, sind LEWIS-Basen. Sie sind eher elektrophob (Elektronen-feindlich). Bei der Reaktion von LEWIS-Säuren und –Basen bilden sich zwischen den Partner zumeist kovalente Bindungen (Atom-Bindungen (ev. polar)) aus. Das Säure-Base-Konzept von LEWIS spielt aber für biologische oder trophologische Inhalte praktisch keine Rolle. Es ist ein Versuch in die "Chemie" der Bindungen tiefer einzudringen und das Wesen bestimmter Reaktionen tiefgehender zu erfassen. 5.4.1.1.8. die Stärke von Säuren und Basen Die üblichen mineralischen Säuren (wie z.B. Salzsäure, Schwefelsäure,…) gelten als recht starke Säuren. Anderen Säuren, die uns z.B. aus dem Lebensmittel-Bereich bekannt sind, wie z.B. Essigsäure, Apfelsäure usw. usf., gelten eher als schwache Säuren. Wir haben ja gesehen, dass eigentlich nur die Hydronium-Ionen für den Säure-Charakter verantwortlich sind. Also werden sie wohl auch dafür verantwortlich sein, wie stark oder schwach die eine oder andere Säure ist. Praktisch ist es einfach die Menge an gebildeten Hydronium-Ionen, welche die Stärke einer Säure bestimmt. Gibt eine Säure viele HydroniumIonen ab, dann ist sie stark, kann sie nur wenige abgeben, ist sie dementsprechend schwach. Nun könnte man einwenden, dass man einfach mehr von der schwachen Säure nehmen muss, und schon hat man durch die mehr gebildeten Hydronium-Ionen auch gleich eine starke Säure. Ganz so einfach ist es nicht. Zum Einen handelt es sich um Gleichgewichte, die sich jeweils immer wieder neu einstellen und zum Anderen – und das ist besonders entscheidend – die Fähigkeit einer schwachen Säure, sich von seinen Hydronium-Ionen zu trennen ist um 10er Potenzen geringer, als bei einer starken Säure. Mehr dazu auch im nächsten Kapitel ( pH-Wert). Salzsäure: HCl + H2O Essigsäure: CH3-COOH + H2O - H3O+ + Cl H3O+ + CH3-COO - Während also bei der Salzsäure das chemische Gleichgewicht zur Seite der ReaktionsProdukte verschoben ist, liegt es bei der Essigsäure auf der Seite der Ausgangsstoffe. Starke Säuren dissoziieren (fast) vollständig, d.h. man findet kaum undissoziierte Teilchen vor. Dagegen sind bei schwachen Säuren die weitaus größte Anzahl der Teilchen im undissoziierten Zustand. Nur wenige sind mit Wasser in eine Protolyse eingegangen. Als nächsten Einwand könnte man noch einbringen, dass man dann einfach mehrwertige Säuren verwenden könnte. Aber auch hier liegt der Teufel im Detail. Die Protolyse läuft ja bei diesen Säuren mehrstufig ab. Für jede dieser Stufen stellt sich ein spezifisches Gleichgewicht ein. Meist ist die erste Protolyse-Stufe noch sehr stark ausgebildet. Die nachfolgenden Stufen sind immer schwächer. Bei manchen Säuren sind die letzten Stufen dann so schwach BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 261 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre sauer, dass man sie schon den basischen Reaktionen zuordnen muss. Praktisch binden sie Wasserstoff-Ionen und bewirken dadurch die Bildung von zusätzlichen Hydroxid-Ionen. Schwefelsäure: - H3O+ + HSO4 H2SO4 + H2O - - HSO4 + H2O H3O+ + SO42 ___________________________________________ - 2 H3O+ + SO42 H2SO4 + 2 H2O Die Zwischenstufe (hier: Hydrogensulfat) fungiert als Ampholyt. Es kann also sowohl als Base reagieren (Rück-Reaktion der obersten Teil-Gleichung) als auch wie eine Säure (HinReaktion der zweiten Teil-Gleichung). Je nach Angebot an Ionen bzw. Molekülen stellt sich das Gleichgewicht jeweils neu ein. Bei der Betrachtung der chemischen Gleichgewichte und deren Beeinflussungs-Möglichkeiten haben wir ja auch schon gezeigt, dass es ohne weiteres ausreicht, nur eine Teilchen-Art zu vermehren oder zu verringern. In jedem Fall stellt sich das Gleichgewicht so ein, dass es der entsprechenden äußeren Beeinflussung ausweicht. Werden also bestimmte Teilchen hinzugefügt, dann reagiert das Gleichgewicht so, dass vermehrt diese Teilchen umgewandelt werden. Eine Verringerung würde die Nachbildung verstärken. Phosphorsäure: - H3O+ + H2PO4 H3PO4 + H2O - H2PO4 - H3O+ + HPO42 + H2O - - HPO42 + H2O H3O+ + PO43 ___________________________________________ - 3 H3O+ + PO43 H3PO4 + 3 H2O BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 262 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre HClO3 ClO3 H2SO3 HSO3 - HF H2CO3 HCO3 CH3-COOH CH3-COO [Fe(OH)(H2O)5]2+ SO32 - H2PO4 HClO - HCO3 H2O2 - - - HS HPO42 ClO NH3 H3SiO4 - CO32 HO2 - HS HPO42 [Na(H2O)6]+ H2O S2 PO43 [Na(OH)(H2O)5] NH3 NH2- - OH mittelstark [Al(H2O)6]3+ HSO3 H2S schwach - stark stark mittelstark - SO42 H2PO4[Fe(OH)(H2O)5]2+ NO2 F HSO4 H3PO4 [Fe(H2O)6]3+ HNO2 NH4+ H4SiO4 schwach sehr schwach H3O+ HNO3 - sehr schwach - Cl HSO4 H2O NO3 - OH - O2 sehr stark HCl H2SO4 strärker als OH sehr stark stärker als + H3O Relative Stärke von BRÖNSTED-Säure-BasePaaren korrespondierende Säure Base HClO4 ClO4 Daten-Q: /19, S. 204f/ BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 263 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 5.4.1.2. der pH-Wert In sauren Lösungen kann man für die Hydronium-Ionen Konzentrationen von 10-7 bis hoch zu 100 mol/l messen. Bei Basen liegen die Konzentrationen der Hydronium -Ionen im Bereich zwischen 10-7 und 10-14 mol/l. Solche Zahlen sind sehr unhandlich und intuitiv wenig vorstellbar. Zur Vereinfachung der Beschreibung von sauren, neutralen und basischen Lösungen wird heute fast ausschließlich der pH-Wert genutzt. Seine Zahlen variieren üblicherweise zwischen 0 und 14. Mit einem pH-Wert von 7 beschreiben wir neutrale Lösungen. Saure Lösungen haben einen pH-Wert zwischen 0 und 7. Lösungen mit einem pH-Wert im Bereich von 7 bis 14 werden als basisch bezeichnet. Der pH-Wert ist eine direkte Umschreibung der Konzentration der Hydronium-Ionen. Die Berechnungs-Formel lautet: oder auch: Definition(en): pH-Wert Der pH-Wert (pondus Hydrogenius = Kraft des Wasserstoffs) ist der negative dekadische Logarithmus der Aktivität (ersatzweise: Konzentration) der Wasserstoff-Ionen (HydroniumIonen). Die Berechnung des Wasserstoff-Ionen-Konzentration erfolgt über die Umkehrfunktion: Aufgaben: 1. Informieren Sie sich, was der Logarithmus überhaupt ist! Wofür lässt er sich sonst noch einsetzen bzw. wofür wird es noch gebraucht? 2. Lesen Sie ev. in der Bedienungsanleitung zu Ihrem Taschenrechner nach, wie man damit den (dekadischen) Logarithmus berechnet! 3. Stellen Sie eine Tastenfolge zusammen, mit der Sie den negativen dekadischen Logarithmus von einer eingegebenen Zahl berechnen können! 4. Berechnen Sie die zugehörigen pH-Werte! a) 0,001 mol/l d) 0,0745 mol/l b) 0,000.000.1 mol/l e) 0,2 mol/l c) 1,0*10-12 mol/l f) 3,5*10-6 mol/l 5. Übernehmen Sie die Tabelle und berechnen Sie die fehlenden Werte in der Tabelle! c[H3O+] [mol/l] pH Anzahl Hydronium-Ionen in einem Liter Stoffmenge der Hydronium-Ionen pro Liter [mol] Verhältnis nichtdissoziierter zu dissoziierter Wasser-Moleküle 7,0 1,0*10-5 0,0068 100.000.000 2,0*10-8 12,4 1 : 1.000.000.000 -9 4,5*10 BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 264 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Konzentration der Protonen [mol/l] 100 = 1 10-1 = 0,1 10-2 = 0,01 10-3 = 0,001 10-4 = 0,000.1 10-5 = 0,000.001 10-6 = 0,000.000.1 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14 pHWert 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 Säure / Stoff typischer pH-Wert Bier Blut Butter 4,0 – 5,0 7,35 – 7,45 6,1 – 6,4 Frischmilch Base / Stoff typischer pH-Wert Darmsaft (Zwölffingerdarm) 8,3 Meerwasser 8,3 6,5 Harn 5,5 – 6,5 Kartoffeln Käse Kuh-Milch 5,6 – 6,0 4,8 – 6,4 6,3 – 6,6 Limonade 2,0 – 3,0 Magensaft 0,9 – 1,5 Orangen-Saft 3,0 – 4,0 Sauerkraut-Saft Sauermilch Selter-Wasser (CO2-ges.) Speichel 3,4 – 3,6 4,4 3,8 6,7 Tomaten-Saft 4,0 – 4,4 Urin 4,8 – 8,4 Wein Weinessig 2,8 – 3,8 2,3 – 2,6 Zitronensaft 2,0 – 2,5 Salmiak-Geist (Ammoniak-Lsg.) Seifenlösung Soda-Lösung Trink-Wasser BK_SekII_allgChem_BioEL.docx pOHWert 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0 Interpretation / Farbe des UniverUmschreibung sal-Indikators extrem sauer stark sauer stark sauer mäßig sauer mäßig sauer schwach sauer schwach sauer neutral grün schwach basisch schwach basisch mäßig basisch mäßig basisch stark basisch stark basisch extrem basisch - 265 - 11,0 – 11,5 10,0 – 11,0 11,2 – 11,7 6,5 – 8,0 (c,p) 2009-2013 lsp: dre pHWert Farbe des Rotkohl-Saftes 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 rot rot-violett violett blau-violett blau blau-gün grün (grün-)gelb Rotkohl-Saft bei verschiedenen pH-Werten Q: de.wikipedia.org (Supermartl) Aufgaben: 1. Skizzieren Sie sich eine pH-Skala vertikal (von oben nach unten)! Tragen Sie in diese Skala die Stoffe aus der Säure/Base-Tabelle (vorherige Seite) ein! Bei pH-Bereichen verwenden Sie den Mittelwert! BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 266 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Herstellung von Rotkohl-Saft als einfacher Säure-Base-Indikator Hinweise: Säuren und Basen sind im Allgemeinen ätzend! Materialien / Geräte: frischer Rotkohl, Kochtopf, Filter mit Papier-Filter (z.B. Kaffee-Maschinen-Filter mit KaffeeFiltertüten) Durchführung / Ablauf: - Rotkohl fein schneiden - mit Wasser einige Minuten aufkochen und dann abkühlen lassen - den Sud dekantieren und dann filtern - im Kühlschrank lagern Prüfen des pH-Wertes von Haushaltschemikalien und Lebensmitteln mit Rotkohl-Saft Hinweise: Säuren und Basen sind im Allgemeinen ätzend! Haushaltschemikalien enthalten häufig recht große Konzentrationen solcher Stoffe! Auf die Prüfung von Haushaltschemikalien, die als ätzend oder gefährlich beschriftet sind, sollte unbedingt verzichtet werden! Materialien / Geräte: Rotkohl-Saft, kleine Gläser (für Lebensmittel) oder Plaste-Flaschen (für Haushaltschemikalien, aber zur Sicherheit keine Trink-Flaschen benutzen!!! Am besten sind klare und gründlich ausgespülte Flaschen von Kosmetika geeignet!) gut geeignete Probe-Materialien: Essig, Leitungs-Wasser, Abwasch-Wasser, (verdünnte) Lösungen von Waschmitteln und Reinigungs-Mitteln, Milch, Mineral-Wasser, Limonade, Cola, Zitronensaft, Soda-Lösung, Backpulver-Lösung Durchführung / Ablauf: - Probe rund 1 cm hoch in ein Glas füllen - ein bis zwei Tee-Löffel Rotkohlsaft dazugeben - anhand der verfügbaren Farbtafeln pH-Wert bestimmen (es kommt auf den Farbton an, nicht auf die Farbintensität) BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 267 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 5.4.1.2.1. Ableitung des pH-Wertes über das Massenwirkungs-Gesetz 5.4.1.2.2. Berechnung des pH-Wertes von starken Säuren 5.4.1.2.3. Berechnung des pH-Wertes von starken Basen 5.4.1.2.4. Berechnung des pH-Wertes von schwachen Säuren 5.4.1.2.5. Berechnung des pH-Wertes von schwachen Basen 5.4.1.2.6. Berechnung des pH-Wertes von Salzen 5.4.1.2.7. der pOH-Wert Definition(en): pOH-Wert Der pOH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der Aktivität (ersatzweise: Konzentration) der Hydroxid-Ionen. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 268 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 5.4.1.3. Puffer / Puffer-Lösungen Name Perchlorsäure Säure HClO4 pKS Chlorwasserstoffsäure Schwefelsäure HCl H2SO4 -6 -3 Hydronium-Ion Salpetersäure Hydrogensulfat-Ion Fluorwasserstoff H3O+ HNO3 HSO4 HF -1,74 -1,32 1,92 3,1 HSO4 H2O NO3SO42 F Schwefelwasserstoff Ammonium-Ion Hydrogencarbonat-Ion H2S NH4+ HCO3 7,06 9,21 10,4 HS NH3 CO32 Hydrogenphosphat-Ion Wasser Hydroxid-Ion HPO42 H2O 12,32 15,74 24 PO43 OH O2 -9 - - OH Bezeichnung pKS KS sehr starke Säure starke Säure < -2 < -1 > 100 > 10 starke Base sehr starke Base BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 269 - Base ClO4 pKB - Cl - - - pKB KB < -1 < -2 > 10 > 100 (c,p) 2009-2013 lsp: dre 17 1,00*10 - 15,74 15,32 1,82*10 -16 4,79*10 - 14 1,00*10 12,19 6,46*10 12,08 8,32*10 11,88 10,9 10,63 1,26*10 -11 2,34*10 -11 2,82*10 10,55 5,00*10 10,3 5,62*10 9,25 5,62*10 9,15 7,09 7,08*10 -8 8,13*10 6,96 1,10*10 6,79 1,62*10 6,47 3,39*10 4,75 4,34 1,78*10 -5 4,57*10 CO32 HO2 S2 3,75 1,78*10 2,38 4,17*10 2,04 9,12*10 - 1,33 4,68*10 0 1 -1,74 -1,32 -1 0 H3O+ HNO3 HClO3 -2 1,81 H2SO3 -2 1,92 7,58*10 -4 7,94*10 -4 4,27*10 -3 2,12 3,10 3,37 -4 3,45 HSO4 H3PO4 [Fe(H2O)6]3+ HNO2 HF -4 3,7 H2CO3 HCO3 -5 4,75 CH3-COOH 1,41*10 -7 1,23*10 -5 4,85 6,91 [Al(H2O)6]3+ CH3-COO [Fe(OH)(H2O)5]2+ -8 7,04 -8 7,21 -8 7,53 H2PO4 HClO -10 9,25 9,66 NH4+ H4SiO4 -11 10,25 -12 11,62 HCO3 H2O2 -12 11,96 HS -13 12,67 -14 14 PO43 [Na(OH)(H2O)5] OH -1,74 1,00*10 NH2- -9 1,00*10 -10 1,00*10 1,78*10 9,12*10 6,17*10 2,95*10 5,62*10 -10 2,19*10 5,62*10 2,40*10 1,10*10 2,14*10 1,00*10 1,82*10 1,00*10 1,00*10 ClO3 - - - NO2 - F - - SO32 HSO3 H2S - - - HS HPO42 - ClO NH3 - H3SiO4 - - -16 15,74 HPO42 [Na(H2O)6]+ H2O -23 23 NH3 -24 24 OH - - HSO3 SO42 H2PO4[Fe(OH)(H2O)5]2+ - - O2 -14 -13 -13 -12 -11 -11 -10 -10 -7 -7 -7 -5 -4 -3 stark 2,00*10 NO3 -16 schwach 1 -17 mittelstark 5,50*10 1 2,09*10 - HSO4 H2O -20 sehr schwach 1,00*10 - Cl -3 -2 9 sehr stark stark 20 -3 3,55*10 mittelstark 1,00*10 3 1,00*10 HCl H2SO4 -23 23 -6 1,20*10 schwach KB [mol/l] 6 1,00*10 1,55*10 sehr schwach pKB 9 9 strärker als OH sehr stark stärker als + H3O Relative Stärke von BRÖNSTED-Säure-Base-Paaren KS pKS korrespondierende [mol/l] Säure Base 9 1,00*10 -9 HClO4 ClO4 Daten-Q: /19, S. 204f/ BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 270 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 5.4.1.4. Bildung von (anorganischen) Salzen Säure + Base Salz + Wasser Säure + Metall Salz + Wasserstoff Säure + Metalloxid Salz + Wasser Nichtmetall + Base Salz + Wasser Nichtmetalloxid + Base Salz + Wasser Nichtmetall + Metall Salz BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 271 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 5.4.2. Redox-Reaktionen / Reaktionen mit Elektronen-Übergang Der Begriff Redox-Reaktion leitet sich aus der Kombination der Wortstämme von Reduktion und Oxidation ab. In der allchemistischen Lehre und bei den Chemikern des 18. und 19. Jahrhunderts waren die Oxydationen und Reduktionen sehr intensiv betrachtet Vorgänge. Sie waren relativ gut experimentell realisierbar und reproduzierbar. Solche Reaktionen, wie die Bildung und Zerlegung von Quecksilber-Oxyd fesselten ganze Chemiker-Generationen. Im gewissen Sinne stellen die Oxydationen und Reduktionen die Basis-Reaktionen der empirischen Chemiker dar. Später kamen dann Reaktionen mit anderen Elementen als Sauerstoff und Wasserstoff dazu. 5.4.2.1. klassische Betrachtung von Oxidation und Reduktion Die Oxidation (früher auch Oxydation) ist uns als Verbrennung sicher noch in Erinnerung. Kaum jemand kann das Experiment vergessen, bei dem der Chemie-Lehrer ein Stück Magnesium verbrannt hat. Auch der Hinweis. nicht direkt in die Flamme zu schauen, ist legendär. Aber die gleißende Flamme hatte eine unüberwindliche Anziehungskraft. Als chemische Gleichung ausgedrückt sieht die Reaktion dann so aus: 2 Mg + O2 2 MgO silberfarbend RH = - x kJ/mol weiß Das Reaktions-Produkt heißt Magnesiumoxid. Magnesium wurde mit anderen Worten oxidiert. Die ältere Schreibweise Oxydation statt Oxidation wird heute noch ab und zu für die Reaktion von Stoffen mit Sauerstoff genutzt. In diesem Skript nutzen wir nur die moderne und weitergefasste Schreibweise Oxidation. Dazu kommen wir später noch genauer. Oxidation ┌────────────────────────────┐ │ ▼ 2 Mg + O2 2 MgO RH = - x kJ/mol Das Metalloxid könnte man nun lösen und so eine Base herstellen ( 5.4.1. Säure-Base-Reaktionen / Reaktionen mit Protonen-Übergang). Aber was passiert mit dem Sauerstoff? Wie heißt die Reaktion aus seiner Sicht? Ein anderes klassisches Beispiel aus der Schul-Chemie ist die Verbrennung von Schwefel zu Schwefeldioxid. Dieses wurde dann z.B. in Wasser gelöst um eine Säure zu erhalten. S + O2 gelb SO2 RH = - x kJ/mol weißer Nebel Auch hier können wir die Oxidation als Reaktion deutlich erkennen: Oxidation ┌─────────────────────────┐ │ ▼ S + O2 BK_SekII_allgChem_BioEL.docx SO2 RH = - x kJ/mol - 272 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Exkurs: die Phlogiston-Theorie auch Caloricum, Terra pinguis war nach den allchemistischen Theorien des 17. und 18. Jhd. der Stoff, der beim Verbrennen aus eines (anderen) Stoffes entweicht. Das Phlogiston sollte dem brennbaren Stoff innewohnen oder ihm beim Erwärmen zugeführt worden sein. Phlogiston sollte auch die Gärung sowie Fäulnis und Verwesung von Pflanzen und Tieren fördern. Einige Stoffe, wie z.B. Schwefel und Kohle verbrannten fast ohne Rückstände. Das war für die Vertreter der Phlogiston-Theorie ein Zeichen für viel enthaltenes Phlogiston in der Ursprungs-Substanz. Schwefel Schwefeloxid + Phlogiston Andere Stoffe verbrannten unter Bildung eines erdigen Pulvers / Rückstandes. In diesen Stoffen sollte vorher weniger Phlogiston enthalten gewesen sein. Zink Zinkoxid + Phlogiston Metalle die langsamer oder gar nicht verbrannten wurden als edel bezeichnet und enthielten nach der Theorie sehr wenig oder gar kein Phlogiston. Zu den bekannten edlen Metallen zählte man damals vor allem Gold und Silber. Eines der beliebtesten Beispiele der Allchemisten war die die Reaktion von flüssigem, silberglänzenden Quecksilber zu pulvrigen orangen Quecksilberoxid: Quecksilber Quecksilberoxid + Phlogiston Hier konnte man auch schön die umgekehrte Reaktion beobachten: Quecksilberoxid + Phlogiston Quecksilber Entsprechend sollten auch die anderen Reaktionen unter Verbrauch von Phlogiston – sozusagen umgekehrt – ablaufen: Schwefeloxid + Phlogiston Zinkoxid + Phlogiston Schwefel Zink Erhitzte man edle Metalle, dann wurden diese durch Übergabe von Phlogiston (aus der Kohle) "wiederbelebt". ausgearbeitet von Johann Joachim BECHER (1635 – 1682) und Georg Ernst STAHL (1659 – 1734) BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 273 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Aufgaben: 1. Stellen Sie die Gleichungen für die Verbrennung / Oxidation der folgenden Stoffe auf! a) Kohle (Cohlenstoff) d) Eisen b) Wasserstoff e) Cohlenmonoxid c) Phosphor (z.B. weißer) f) Propan 2. Ermitteln Sie, ob es sich jeweils um endo- oder exotherme Reaktionen handelt! Wie Sie sicher festgestellt haben, sind alle Oxidationen mehr oder weniger starke exotherme Reaktionen. Die meisten sind sogar sehr stark exotherm, weshalb wir sie ja auch gerne für Energie- bzw. Wärme-Gewinnung nutzen (z.B. Verbrennen von Kohle oder Propan). Auch die Verbrennung von Eisen ist stark exotherm. Man darf sich bei der einfachen (langsamen) Oxidation (Rosten des Eisens) nicht täuschen lassen. Der Vorgang läuft so langsam ab, dass es zu keiner deutlichen Erwärmung kommt. Die abgegebene Energie wird viel zu schnell von der Umgebung aufgenommen. Auch Reduktionen sind schon Gegenstand der Schul-Chemie gewesen. Einer der bekanntesten Reaktionen ist die Überleitung von Wasserstoff-Gas über schwarzem Cupfer(II)-oxid: CuO + H2 schwarz Cu + H2O RH = + x kJ/mol rötlich, glänzend Aus dem oxidierten Cupfer wird elementares Cupfer. Eine Reduktion ist also eine umgekehrte Oxidation: Reduktion ┌──────────────────────────┐ │ ▼ CuO + H2 Cu + H2O RH = + x kJ/mol ▲ │ └──────────────────────────┘ Oxidation In einigen Fällen ist auch die Reduktion von schwarzem Cupfer(II)-oxid mit Cohlenstoff gezeigt worden: CuO + C schwarz schwarz Cu + CO2 RH = + x kJ/mol rötlich, glänzend Auch in diesem Beispiel läßt sich die Reduktion als Umkehrung der Oxidation gut erkennen: Reduktion ┌──────────────────────────┐ │ ▼ CuO + C Cu + CO2 RH = + x kJ/mol ▲ │ └──────────────────────────┘ Oxidation In beiden Fällen sprechen wir von der Reduktion des Cupferoxids. Aber zurück zu unsrem ersten Beispiel (CuO + H2). Was für eine Reaktion ist es für den Wasserstoff? BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 274 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Schaut man sich das genauer an, dann sieht man hier: <O> + H2 H2O Das ist doch eine Oxidation. Der Wasserstoff wird durch den Sauerstoff aus dem Cupferoxid oxidiert. Oxidation ┌───────────────────────────┐ │ ▼ <O> + H2 H2O Zumindestens bei der Reduktion von Cupfer(II)-oxid mit Wasserstoff bzw. Cohlenstoff läuft parallel auch eine Oxidation ab. Egal welche Oxidation (oder Reduktion) wir untersuchen, es ist immer eine Reduktion (bzw. Oxidation) dabei, die quasi gleichzeitig abläuft. Deshalb spricht man gemeinschaftlich von Redox-Reaktion. In einer ersten Assoziation könnten wir nun schließen, dass RedoxReaktionen vielleicht Reaktionen mit Sauerstoff-Austausch sind. Somit könnten wir auch eine klassischen Definitionen für Oxidation und Reduktion angeben: Definition(en): Oxidation (Oxydation) Eine Oxidation ist eine chemische Reaktion, bei der Sauerstoff aufgenommen / gebunden wird. Definition(en): Reduktion Eine Reduktion ist eine chemische Reaktion, bei der aus einem Stoff Sauerstoff entzogen wird. Eine Reduktion ist die Umkehrung einer Oxidation. Definition(en): Redox-Reaktion Eine Redox-Reaktion ist eine chemische Reaktion, bei der Sauerstoff zwischen zwei Stoffen ausgetauscht wird. Redox-Reaktionen sind chemische Reaktionen, bei denen eine Oxidation und eine Reduktion gekoppelt ablaufen. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 275 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 5.4.2.2. die moderne Betrachtung von Oxidation und Reduktion Es gibt aber auch andere Reaktionen, die vergleichbar zu den oben besprochenen Vorgängen ablaufen, ohne dass aber Sauerstoff beteiligt ist: z.B. die Verbrennung von Natrium in Chlor: Natrium "brennt" mit heller gelber Flamme im Chlor-Gas. 2 Na + Cl2 silberfarbend grünlich 2 NaCl farblos RH = - x kJ/mol Auch die Reaktion von Schwefel und Eisen (vielen vielleicht auch aus dem Anfangs-Unterricht Chemie bekannt) gehört dazu: Fe + S grau gelb FeS grau RH = - x kJ/mol Beide Reaktionen haben recht viele Ähnlichkeiten mit den vorweg beschriebenen Oxidationen und Reduktionen. Es wäre nun eine zu klärenden Frage, ob es sich hier auch praktisch um Oxidationen und Reduktionen handelt, obwohl eben kein Sauerstoff wandert. Es müsste dann geklärt werden, was der Kern der Reaktion von Oxidation und Reduktion ist bzw. was hier ev. wandert, wenn es nicht der Sauerstoff ist. Ein erster Ansatz könnte die Erkenntnis sein, dass bei vielen der oben genannten Reaktionen, als Reaktions-Produkte kristalline, Salz-ähnliche Stoffe entstehen. Dies kann man zwar nicht verallgemeinern, aber es treten zu mindestens polare Bindungen auf. Hier können wir weiter nachhaken. Wenn Ionen entstehen, dann müssten Elektronen gewandert sein. Ein solcher Sachverhalt würde ja auch konform zu unseren Betrachtungen zu den verschiedenen Bindungen sein ( 3.4.2. Ionen-Bindung (Ionen-Beziehung)). Dort hatten wir festgestellt, dass einige Elemente ein sehr starkes Bestreben haben, Elektronen abzugeben oder aufzunehmen. Wenn wir diesen Gedanken weiter spielen, dann könnten wir uns zu mindestens behelfsmäßig und kurzzeitig vorstellen, alle Stoffe (außer den Elementen) würden aus Ionen bestehen. Solche oder ähnliche Gedanken könnten zu den Oxidationszahlen geführt haben. Die Oxidationszahlen sind ein theoretisches Modell, bei dem man sich die einzelnen Bestandteile einer Verbindung entweder als "gedachte" Ionen oder als neutrale Atome (z.B. bei Elementen) vorstellt. Nicht-elementare Verbindungen werden immer so behandelt, als würden sie aus Ionen bestehen. Oxidationszahlen (OZ) werden genau über das Element-Symbol geschrieben. Es werden arabische Ziffern benutzt (zur Erinnerung: römische Ziffern beschreiben die Wertigkeit!). Die scheinbare Ladung wird vor der Ziffer notiert. ( In einigen älteren Lehrbüchern werden traditionell römische Zahlen für die Oxidationszahlen benutzt. Prüfen Sie einfach, wie der jeweilige Autor das macht. Am Prinzip ändert sich dadurch gar nichts!) erweiterte Symbol-Schreibweise in der Chemie: Nukleonen-Zahl Protonen- od. Ordnungs-Zahl (Kernladungs-Zahl) Oxidationszahl +2 24 2+ 1 12 Mg Ladung Anzahl (Atome) eine Eins wird normalerweise weggelassen Symbol BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 276 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Definition(en): Oxidationszahl Die Oxidationszahl beschreibt modellhaft die Ladung eines Atoms in einem Molekül oder einer Bau-Einheit, wenn man annimmt, das Molekül bzw. die Bau-Einheit wäre aus Ionen aufgebaut. Die Oxidationszahl ist die formale Ladung, die ein Atom innerhalb einer Verbindung (unter Beachtung der Ladungszuordnung entsprechend der Elektronegativität) haben würde. Die Vergabe der Oxidationszahlen erfolgt nach einfachen Regeln, die der Reihe nach abgearbeitet werden müssen! Es gibt also Regeln mit einem höheren Rang! Diese stehen zuerst im Regelwerk: Regel zur Festlegung von Oxidationszahlen: 1. Elemente erhalten die Oxidationszahl 0 2. bei einatomigen Ionen entspricht die Oxidationszahl der Ionen-Ladung 3. die Summe aller Oxidationszahlen einer Verbindung muß die Ladung des Ions bzw. Teilchens (des Moleküls bzw. der Baueinheit) wiederspiegeln 4. Metalle haben in Verbindungen immer positive Oxidationszahlen 5. Wasserstoff in Verbindungen hat in der Regel die Oxidationszahl +1 (Ausnahme Metall-Hydride: -1) 6. Sauerstoff in Verbindungen hat in der Regel die Oxidationszahl -2 (mögliche Ausnahme Peroxide: -1) 7. in organischen Verbindungen wird die Oxidationszahl immer für jedes CohlenstoffAtom einzeln ermittelt; die Summe der Oxidationszahlen der gebundenen Atome (außer, die anderer C-Atome) muß 0 bzw. die lokale Ladung ergeben Aufgaben: 1. Ermitteln Sie für die nachfolgenden Stoffe und Teilchen die Oxidationszahlen für jedes Element! Begründen Sie warum Sie die jeweilige Oxidationszahl gewählt haben bzw. welche Regel Sie angewandt haben! - Fe H2 N2 HCl NaCl MgSO4 H3PO4 H2PO4 - CH3-CH2OH NO2 NO3 - Al3+ HSO3 2. Bestimmen Sie die Oxidationszahlen in den folgenden Stoffen für jede Atom-Art! Al O2 MgO AlCl3 C CH4 H3C-CH2OH (CH3-CH2-COO)2Mg - - - - - Na+ Br OH H3O+ SO32 NO2 HCO3 H2O2 H3C-COOH H3C-CH2-CH=CH-CH2-CHO Cl2CH-CH2Br Nutzen wir nun die Oxidationszahlen zur weiteren Untersuchung unserer BeispielReaktionen: 0 0 2 Mg + O2 BK_SekII_allgChem_BioEL.docx +2 -2 2 MgO RH = - x kJ/mol - 277 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Bei Magnesium hat sich die Oxidationszahl während der Reaktion erhöht. Das war in der klassischen Betrachtung die Oxidation. Die Reduktion am Sauerstoff ist von einer Verkleinerung der Oxidationszahl begleitet. Betrachtet man für die Aufklärung der Bindungs-Verhältnisse die Differenz der Elektronegativität im Magnesiumoxid, dann können wir eine Ionen-Bindung feststellen. Somit lassen sich zwei Ionen-Bildungen als Teil-Reaktionen aufstellen: 0 Vergrößerung der Oxidationszahl Elektronen-Abgabe Oxidation +2 Mg Mg 2+ 0 + 2e - Verringerung der Oxidationszahl Elektronen-Aufnahme Reduktion -2 O + 2e - O 2- Schauen wir als zweites Beispiel kurz die Reaktion von Natrium mit Chlor an. 0 0 +1 -1 2 Na + Cl2 RH = - x kJ/mol 2 NaCl Für Natrium und Chlor ändert sich die Oxidationszahl jeweils um eine Stufe. Es handelt sich also um einen Ein-ElektronenÜbergang. Das Aufstellen der TeilGleichungen für Oxidation und Reduktion ist erst einmal nicht weiter kompliziert. Hier ist schön zu erkennen, dass für eine Oxidation nicht wirklich auch Sauerstoff gebraucht wird. Was notwendig ist, ist ein Stoff, welcher Elektronen abgeben kann. 0 Vergrößerung der Oxidationszahl Elektronen-Abgabe Oxidation +1 + Na Na 0 - Cl + e - + e Verringerung der Oxidationszahl Elektronen-Aufnahme Reduktion -1 - Cl Kommen wir aber noch einmal auf die Magnesium-Verbrennung zurück. Elektronen-Abgabe (Oxidation) und Elektronen-Aufnahme (Reduktion) finden praktisch gleichzeitig statt. Sauerstoff kann und wird nur dann Oxid-Ionen bilden, wenn gleichzeitig das Magnesium die notwendigen Elektronen liefert. Das Magnesium gibt seine beiden Außen-Elektronen nicht ab, wenn da nicht ein Stoff wäre, der nach diesen Elektronen lechzt. Oxidation und Reduktion bedingen sich gleichermaßen. Deshalb spricht man eben auch von einer Redox-Reaktion. Redox-Reaktionen werden auch als Reaktionen mit Elektronen-Übergang bezeichnet. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 278 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Definition(en): Elektronen-Übergänge Die Elektronen-Übergänge beschreiben die während einer Redox-Reaktion wandernden Elektronen. Die Anzahl der abgegebenen Elektronen bei einem Atom entspricht dem Betrag der Differenz der Oxidationszahlen vor und nach der Reaktion. Die Anzahl der insgesamt abgegebenen und aufgenommenen Elektronen ist gleich und entspricht den Elektronen-Übergängen. Die Berechnung erfolgt am Einfachsten über das Kleinste gemeinsame Vielfache. Definition(en): Oxidation Eine Oxidation ist eine chemische Reaktion bei der ein Atom (aus einer Verbindung oder eines Elementes) Elektronen aufnimmt. Definition(en): Reduktion Eine Reduktion ist eine chemische Reaktion bei der ein Atom (aus einer Verbindung oder eines Elementes) Elektronen abgibt. Definition(en): Redox-Reaktion Eine Redox-Reakion ist eine chemische Reaktion bei der Elektronen von einem Element auf ein anderes Element übertragen werden. Redox-Reaktionen sind (chemische) Reaktionen mit einem Elektronen-Übergang. Beachten wir nun noch die Molekularität des benutzten Sauerstoffs, dann erhalten wir: 0 -2 O2 + 4 e - - 2 O2 Reduktion Die notwendigen vier Elektronen müssen von zwei Magnesium-Atomen stammen: 0 +2 2 Mg2+ + 4 e 2 Mg - Oxidation Fasst man nun die Teil-Gleichungen zusammen, dann erhalten wir wieder unsere "klassische" Reaktions-Gleichung: - - 4 e (Oxidation) Elektronen-Abgabe ┌────────────────────────────┐ │ ▼ 2 Mg + O2 2 MgO Redox-Reaktion │ ▲ └───────────────────────┘ - + 4 e (Reduktion) Elektronen-Aufnahme Innerhalb der Gleichung werden durch die Seitenpfeile gleich noch die Teil-Reaktionen angedeutet. Magnesium ist der Stoff, der die Elektronen abgibt, also selbst oxidiert wird. Einen solchen Stoff nennen wir Reduktionsmittel. Entsprechend ist Sauerstoff das Oxidations-Mittel, also der Stoff der selbst reduziert wird bzw. die Elektronen aufnimmt. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 279 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Definition(en): Oxidations-Mittel Ein Oxidations-Mittel ist ein Stoff (Atom oder Atom-Gruppe), der bei Elektronen aufnimmt. Das Oxidations-Mittel ist der Stoff, der in einer Redox-Reaktion (selbst) reduziert wird. Ein Oxidations-Mittel bewirkt bei einem anderen Stoff die Elektronen-Abgabe. Das Oxidationsmittel ist der Stoff, dessen Oxidationszahl während der Reaktion kleiner wird. Definition(en): Reduktions-Mittel Ein Reduktions-Mittel ist ein Stoff (Atom oder Atom-Gruppe), der bei Elektronen abgibt. Das Reduktions-Mittel ist der Stoff, der in einer Redox-Reaktion (selbst) oxidiert wird. Ein Reduktions-Mittel bewirkt bei einem anderen Stoff die Elektronen-Aufnahme. Das Reduktionsmittel ist der Stoff, dessen Oxidationszahl während der Reaktion größer wird. Oftmals werden die Oxidations- und Reduktions-Mittel auch gleich mit in der chemischen Gleichung notiert: - - 4 e (Oxid.) ┌────────────────────────────┐ │ ▼ 2 Mg + O2 2 MgO Redox-Reaktion │ ▲ └───────────────────────┘ RedM OxM - + 4 e (Red.) Mit der Zuordnung oder Benennung von Magnesiumoxid müssen wir uns noch beschäftigen! Eine Erklärung der chemischen Vorgänge ist über die Ionen-Bildung anhand der EnergieNiveau-Schemata möglich ( 3.2.1. Ionen-Bildung). Ionen-Bildung durch Elektronen-Abgabe (Oxidation) Mg BK_SekII_allgChem_BioEL.docx Mg2+ - 280 - + 2e - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Ionen-Bildung durch Elektronen-Aufnahme (Reduktion) O + 2e - - O2 Für beide Atome ergeben sich Abgabe bzw. Aufnahme von zwei Elektronen die nächstmöglichen stabilen Edelgas-Konfigurationen. Diese entsprechen den Ionen dieser Elemente. Aufgabe (für FREAKS): Machen Sie Aussagen zur Größe der Magnesium- und der Oxid-Ionen (in Bezug zueinander)! Begründen Sie Ihre Meinung! Sprechen wir nun über eins unserer Beispiele bei den klassischen Reduktionen: CuO + H2 Cu + H2O RH = + x kJ/mol Die einzelnen – oben schon beschriebenen – Schritte werden jetzt nur noch als Überschriften angezeigt: Festlegen der Oxidationszahlen: +2 -2 0 0 CuO + H2 +1 -2 Cu + H2O Aus der Veränderung der Oxidations-Zahlen können wir hier ebenfalls auf das vorliegen einer Redox-Reaktion schließen. Heraussuchen der Teilreaktionen: (Atome, bei denen sich die Oxidationszahl ändert) ┌───────────────────────────┐ │ ▼ CuO + H2 Cu + H2O │ ▲ └──────────────────────────┘ Aufstellen der Teil-Reaktionen (Reduktion + Oxidation) 0 + H H - + e 0 +2 Cu2+ + 2 e Vergrößerung der Oxidationszahl Elektronen-Abgabe Oxidation +1 - BK_SekII_allgChem_BioEL.docx Verringerung der Oxidationszahl Elektronen-Aufnahme Reduktion Cu - 281 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Herstellen der Stöchiometrie Man erkennt sofort, dass ein abgegebenes Elektron nicht ausreicht, um Cupfer vollständig zu reduzieren. Außerdem kommt Wasserstoff nicht einatomig vor. Also muss die OxidationsGleichung entsprechend angepasst (erweitert) werden: 2 H+ + 2 e H2 - Cu2+ + 2 e - Oxidation Cu Reduktion Aufstellen der Redox-Gleichung (Zusammenfassung der Teil-Reaktionen) ____________________________________ Cu2+ + H2 Cu + 2 H+ Beschriftung der Oxidations- und Reduktionsmittel Cu2+ + H2 OxM RedM Cu + 2 H+ Nun haben wir ja vor kurzem kennengelernt, dass chemische Reaktionen prinzipiell immer umkehrbar sind und chemische Gleichgewichte bilden. Somit sollte auch die Gleichung (Rück-Reaktion): Cu + H2O CuO + H2 RH = - x kJ/mol und die dazu passende Redox-Gleichung: Cu + 2 H+ RedM OxM Cu2+ + H2 gültig sein. Tragen wir nun diese gerade ermittelten Reduktions- und Oxidationsmittel an die HinReaktion, dann erhalten für jedes Element sowohl ein Reduktionsmittel und ein Oxidationsmittel. So etwas nennen wir ein korrespondierendes Redox-Paar oder Redox-System. Um unterschiedliche Redox-Paare in Gleichungen zu kennzeichnen, werden Indizes (z.B.: 1, 2, …) benutzt. Damit erhalten wir eine Redox-Gleichung mit Kennzeichnung der Redoxpaare: Cu2+ + H2 OxM1 RedM2 Cu + 2 H+ RedM1 OxM2 Zum Prüfen, ob es sich bei einer chemischen Reaktion wirklich um eine Redox-Reaktion handelt, bzw. welcher Teil jetzt genau die Oxidation oder die Reduktion ist, hat sich in der Chemie das Modell der Oxidationszahlen als sehr hilfreich herausgestellt. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 282 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Definition(en): korrespondierendes Redox-Paar / Redox-System Ein korrespondierendes (auch: konjugiertes) Redox-Paar sind ein Reduktions-Mittel und eine Oxidations-Mittel, die durch einen Elektronen-Übergang ineinander übergehen. Das Reduktions-Mittel wird durch Elektronen-Abgabe zum Oxidations-Mittel. EinOxidations-Mittel wird durch Elektronen-Aufnahme zum Reduktions-Mittel. Ein korrespondierendes Redox-Paar sind zwei Stoffe, die sich durch Elektronen-Übergang ineinander umwandeln können. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 283 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Methode: Aufstellen von Redox-Gleichungen z.B. Reaktion von Cupfer(II)-sulfat mit Zink unter Ausfällung von rotem CupferSchlamm Notieren der Wort-Gleichung (aus der Aufgabe heraus) | Cupfer(II)-sulfat + Zink Cupfer | Heraussuchen der Symbole / Formeln für die Stoffe ( Tabellen, ev. selbst Aufstellen) Cu ↓ | | CuSO4 + Zn Ermitteln der Oxidationszahlen +2 +6-2 ±0 ±0 Cu ↓ | | CuSO4 + Zn Aufstellen der Teil-Gleichungen (um die Elektronen-Abgaben und -Aufnahmen zu ermitteln) - Cu2+ + 2 e Elektronen-Aufnahme Reduktion Cu Ermitteln weiterer Stoffe / Möglichkeiten / Reaktionen mit ihren Symbolen / Formeln (Zink ist unedel(er als Cupfer) kann oxidiert werden Zn2+ Zn + 2e - Elektronen-Abgabe Oxidation Ermitteln der Faktoren für die Stoffe über das Kleinste gemeinsame Vielfache (KGV) Elektronen-Übergänge 2 1*2 * = 2 1*2 = = 2 (KGV) 2 Benutzen der Faktoren für die Teil-Gleichungen - Cu2+ + 2 e Zn 2+ Zn Cu + 2e Zusammenfassen der beiden Teil-Gleichungen ________________________________________________ Cu2+ + 2 e + Zn Cu + Zn2+ + 2 e Raus-Kürzen von Stoffen / Teilchen, die auf beiden Seiten vorkommen (Redox-Gleichung) Cu2+ + Zn Cu + Zn2+ fertig! ev. Aufstellen der Stoff-Gleichung: CuSO4 + Zn BK_SekII_allgChem_BioEL.docx Cu ↓ + ZnSO4 - 284 - fertig! (c,p) 2009-2013 lsp: dre Aufgaben: 1. Untersuchen Sie bei den folgenden chemischen Reaktionen, ob es sich jeweils um eine Redox-Reaktion handelt! Stellen Sie bei Redox-Reaktionen die Teil-Gleichung und die Gesamt-Gleichung / Redox-Gleichung auf! Beschriften Sie passend Oxidation, Reduktion, Elektronen-Aufnahme und – Abgabe, die Oxidations- und Reduktions-Mittel und die Redox-Paare! Sollte es sich nicht um eine Redox-Reaktion handeln, dann begründen Sie Ihre Meinung! Cu + ZnSO4 2 NaCl H2O + NaCl Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O 2 MnCl2 + 5 Cl2 + 8 H2O + 2 KCl a) b) c) d) e) CuSO4 + Zn 2 Na + Cl2 NaOH + HCl Cu + 4 HNO3 2 KMnO4 + 16 HCl a) b) c) d) Reaktion von Schwefelsäure mit Magnesiumoxid Reaktion von Salzsäure mit Zink Reaktion von Kaliumpermanganat mit Salzsäure unter Freisetzung von Chlor Reaktion von Schwefel mit Kaliumnitrat unter Bildung von Stickstoffmonoxid 2. Prüfen Sie für die folgenden chemischen Reaktionen, ob es sich um RedoxReaktionen handelt! Geben Sie das vollständige Gleichungs-Gebilde mit allen Benennungen an! für die gehobene Anspruchsebene: 1. Untersuchen Sie bei der folgenden chemischen Reaktion, ob es sich um eine RedoxReaktion handelt! OF2 + H2O 2 HF + O2 BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 285 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Reinigung von Silber-Besteck (fast ohne Putzen) Materialien / Geräte: Aluminium-Folie, (schwarz) beschlagenes Silber-Besteck, Kochsalz Durchführung / Ablauf: - in eine Plaste-Schale Wasser (am besten lauwarm) einfüllen, so dass das Besteck gut darin liegen kann - einige Esslöffel Kochsalz zugeben - Silber-Besteck (locker) in Alu-Folie einwickeln (eine Schicht reicht aus) - die Packungen in das Salzwasser legen - einige Stunden warten, ev. zwischenzeitlich prüfen, ob das Besteck schon sauber ist - ev. nachpolieren Hinweise: Materialien / Geräte: Durchführung / Ablauf: - BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 286 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 5.4.2.3. Sonderfälle der Redox-Reaktionen - Disproportionierung und Komproportionierung Disproportionierung (Dismutation) ein Stoff dient gleichzeitig als Reduktions- und als Oxidations-Mittel ±0 +1 -2+1 +1 -1 Cl2 + 2 NaOH +1 +1 -2 +1 -2 NaCl + NaClO + H2O Natriumhypochlorit +5 -1 4 KClO3 +7 KCl + 3 KClO4 Kaliumchlorat Kaliumchlorid Kaliumperchlorat Komproportionierung ein Element kommt in zwei verschiedenen Oxidations-Stufen vor, nach einer RedoxReaktion besitzt das Element ein mittleres Oxidations-Niveau, es wird also sowohl oxidiert als auch reduziert +2-1 +1 -2 +1-1 OF2 + H2O +6 2 HF + O2 -2 H2SO4 + H2S +5 IO 3- -1 - + 5I BK_SekII_allgChem_BioEL.docx ±0 ±0 S + H2O ±0 + 6 H3O+ I2 + 9 H2O - 287 - (Iodometrie) (c,p) 2009-2013 lsp: dre 5.4.2.y. elektro-chemische Reaktionen (Elektro-Chemie) GALVANIsche Elemente Lokal-Elemente elektro-chemische Spannungs-Reihe Korrosion / Rosten Rosten gefördert noch zusätzlich in Salz-haltiger Luft oder bei Kontakt mit Salz-haltigen Lösungen (z.B. bei Auto's durch auf die Straßen ausgebrachte Auftausalze). gelöste Salze erhöhen zusätzlich die Leitfähigkeit im Elektrolyt des Lokal-Elementes besondere Formen der Korrosion Auf Aluminium bildet sich eine dünne, feste, stumpf wirkende und zusammenhängende OxidSchicht. Diese verhindert den weiteren Zutritt von Sauerstoff. Es handelt sich praktisch um eine natürliche Schutz-Schicht. Durch technische (elektrochemische) Verfahren kann die Bildung der Schicht beschleunigt werden und die Schicht-Stärke noch etwas vergrößert werden. Außerdem lassen sich bestimmte Farbstoff mit in die Oxid-Schicht integrieren. Dieses Korrosions-Schutz-Verfahren wird ELOXAL-Verfahren (elektrisch oxidiertes Aluminium) genannt. ähnliche Oxid-Schichten bei Zink, Nickel und Chrom bekannt Passivierung Auf Cupfer setzt sich – vor allem in der freien Natur – eine grüne Schicht (Patina) ab. Eigentlich ist Cupfer schon ein sehr edles Metall, so dass kaum Korrosion auftritt. Die Patina schützt noch zusätzlich. Sie besteht im Wesentlichen aus CuSO4 * Cu(OH)2. Die PatinaSalze sind vorrangig basisch. Patina ist giftig. Patiniertes Cupfer-Geschirr darf nicht für die Zubereitung von Lebensmitteln benutzt werden. Auch bei der Verwendung von sauberen Cupfer-kesseln usw. für die Essens-Zubereitung muss mit Vorsicht gearbeitet werden (besser den Spezialisten überlassen). BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 288 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Früchte in Blech-Dose Weiss-Blech eigentlich ein sehr stabiles (korrosions-unempfindliches System) besteht aus Eisenblech mit einem schützenden Zinn-Überzug problematisch ist die Entstehung von Lokal-Elementen, wenn schützende Zinn-Schicht einreißt, z.B. bei eingebeulten oder Knick-Dosen besonders kritisch wenn der Doseninhalt Säuren (z.B. Fruchtsäuren) enthält es bilden sich herb und schal schmeckende Eisen-Salze, diese sind z.T. recht giftig Korrosions-Schutz Farben / nicht-metallische Schutz Öl, Leinöl mit Mennige (Pb3O4) metallische Schutz-Schichten / Schutz-Elektroden kathodischer Korrosions-Schutz; bei Rohr-Leitungen, Schiffen, Heiz-Kesseln, unterirdischen Tank-Behältern Feuer-Verzinkung 15 µm dicke Zink-Schicht (Eisen-Zink-Legierung); da Zink eine schützende Oxid-Schicht an seiner Oberfläche bildet, wird die Korrosion des Eisens verhindert. bei durchdringender Beschädigung der Zink-Schicht kommt es zu Ausbildung von Lokal-Elementen, die unter Auflösung des Zink's noch eine längere Zeit schützend wirken Batterien Akkumulatoren (Akku's) Elektrolysen BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 289 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Wiederholungs- und Übungs-Aufgaben (z.B. zur Vorbereitung einer Leistungs-Kontrolle 1. Stellen Sie die Säure-Base-Reaktionen den Redox-Reaktionen in einem Vergleich gegenüber! 2. Untersuchen Sie bei den folgenden chemischen Reaktionen, ob es sich jeweils um eine Säure-Base- oder eine Redox-Reaktion handelt! Stellen Sie die Teil-Gleichungen und die Gesamt-Gleichung auf! Beschriften Sie passend Stoffe (z.B. Säure oder Oxidationsmittel), Teilchen-Aufnahme und – Abgabe und die Stoff-Paare! Einige der vorgegeben "Gleichungen" sind noch nicht ausgeglichen! Korrigieren Sie diese! Sollte es sich nicht um eine der genannten Reaktionen handeln, dann begründen Sie Ihre Meinung! a) b) c) d) d) e) f) g) h) i) j) k) l) m) n) o) p) q) 3. 2 Na + Br2 2 NaBr KOH + HBr H2O + KBr 2 K + Cl2 2 KCl H2SO4 + Mg(OH)2 MgSO4 + 2 H2O Cu + 4 HNO3 Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O CuSO4 + Fe Cu + Fe2(SO4)3 NaOH + HBr H2O + NaBr Al(OH)3 + Na2SO4 Al2(SO4)3 + NaOH H2SO4 + Fe2O3 Fe2(SO4)3 + H2O MgO + H2O Mg(OH) 2 2 KMnO4 + 16 HCl 2 MnCl2 + 5 Cl2 + 8 H2O + 2 KCl Reaktion von Salzsäure mit Magnesiumoxid Reaktion von verdünnter Salpetersäure mit Zink Reaktion von Salpetersäure mit Magnesiumoxid Reaktion von Phosphorsäure mit Aluminiumhydroxid Reaktion von Kaliumpermanganat mit Salzsäure unter Freisetzung von Chlor Reaktion von Calciumcarbonat mit Essigsäure unter Bildung von Cohlendioxid Calciumcarbonat (z.B. Kesselstein) wird unter Zugabe von Cohlendioxid als Calciumhydrogencarbonat in Wasser gelöst r) Reaktion von Schwefel mit Kaliumnitrat unter Bildung von Stickstoffmonoxid s) Reaktion von Bariumoxid mit Wasser BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 290 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 6. Stöchiometrie SI-Einheitensystem (Système international d'unités) elementare physikalische Größen und einem aufeinander abgestimmten Umrechnungs- und Kombinations-System Basis-Größen sind Länge [m], Zeit [s], Masse [kg], Stoffmenge [mol], Stromstärke [A], (thermodynamische) Temperatur [K] und Lichtstärke [cd] von griech. stoicheion = Grundstoff und metron "Maß" "stöchiometrisch" bedeutet im chemischen Fach-Jargon so viel wie "im richtigen Maß" / "im richtigen Verhältnis" Definition(en): Stöchiometrie Die Stöchiometrie ist ein mathematisches System, zur Ermittlung von quantitativen Aussagen über den Verlauf von chemischen Reaktionen. alternative Einheiten-Systeme (cgs–System .. Centimeter-Gramm-Sekunde-EinheitenSystem, wird historisch zur Definition bestimmter Einheiten benutzt, praktisch durch SI abgelöst); in der Stöchiometrie aber nicht angewendet nichtmetrische Systeme aus dem englisch/amerikanischen Sprachbereich werden immer weniger benutzt meist halten sich die Systeme nur in alten Wissenschaftler-Schulen oder in Spezialbereichen Gesetz von den äquivalenten Proportionen (RICHTER; 1791) Die Verhältnisse der Massen zweier Elemente, die sich zu verschiedenen Verbindungen vereinigen, stehen zueinander im Verhältnis einfacher ganzer (natürlicher) Zahlen. Verbinden sich Elemente zu verschiedenen Verbindungen, dann stehen die Massen im Verhältnis von ganzen natürlichen Zahlen zueinander. chemische Elemente vereinigen sich immer in bestimmten Verhältnis-Massen (ÄquivalenzMassen), die Verhältnisse sind immer ganzzahlig RICHTER hat bei seinen Betrachtungen die Atom-Theorie außen vor gelassen er betrachtete nur die Massen, diese waren meßtechnisch schon sehr genau erfassbar. Das RICHTERsche Gesetz (1791) gilt als historischer Ausgangspunkt für die Stöchiometrie ("Stöchyometrie und Meßkunst chymischer Elemente"). Beispiel(e): Gesetz von den konstanten Proportionen (PROUST; 1794) Das Verhältnis der Massen von Elementen die sich zu einer (bestimmten) Verbindung vereinigen, ist konstant. Verbinden sich zwei oder mehr Elemente miteinander, dann erfolgt dies in einem konstanten Verhältnis der Massen. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 291 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Konsequenz für Gemische / Gemenge, da sich bei ihnen die Mengen-Verhältnisse ändern können, handelt es sich nicht um reine chemische Verbindungen. in Gemischen sind die Verhältnisse global als auch lokal variabel VersuchsZiel-Masse Quecksilber [g] 0,5 1 1,5 2 5 10 Einwaage Masse Quecksilber [g] 0,5003 0,9996 1,4964 1,9966 5,0440 10,0179 Einwaage Masse Quecksilberoxid [g] 0,5402 1,0793 1,6158 2,1559 5,4463 10,8170 berechnete Masse Sauerstoff [g] 0,0399 0,0797 0,1194 0,1593 0,4023 0,7991 MassenVerhältnis Hg : O 12,53884 : 1 12,53203 : 1 12,53266 : 1 12,53358 : 1 12,53790 : 1 12,53647 : 1 12,53692 : 1 Beispiel(e): Element 1 Element 2 Element 3 (E1) (E2) (E3) Verbindung Wasserstoff Wasserstoff Wasserstoff Wasserstoff Sauerstoff Sauerstoff Sauerstoff Cohlenstoff Cohlenstoff Schwefel Calcium Wasser Methan Benzen Schwefelwasserstoff Calciumoxid (Branntkalk) Natrium Chlor Natriumchlorid mE1 : mE2 (: mE3) m%E1 ; m%E2 (; m%E3) 1:8 1:3 1 : 12 2:5 39% ; 61% Aus dem Gesetz der konstanten Proportionen erweitert. DALTON formulierte es im Jahre 1791. die Massen-Anteile der Elemente sind in verschiedenen Verbindungen dieser Elemente stehen immer in ganzzahligen Verhältnissen Dieses Gesetz stützte die von DALTON aufgestellte – und sehr umstrittene – AtomHypothese. Gesetz von den multiplen Proportionen (DALTON; 1808) Bilden zwei Elemente miteinander mehrere Verbindungen, so stehen die Massenverhältnisse, mit denen die Elemente in diesen Verbindungen auftreten, zueinander im Verhältnis kleiner ganzer Zahlen. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 292 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Beispiel(e): Massen-Verh. mE1 : mE2 1 : 0,57 1 : 1,14 1 : 1,71 1 : 2,28 1 : 2,85 f1 • mE1 : mE2 • f2 f1 • mE1 : mE2 • f2 Schwefedioxid Massen-Verh. mE1 : mE2 1 : 1,0 Sauerstoff Schwefeltrioxid 1 : 1,5 Element 1 (E1) Blei Blei Blei Element 2 (E2) Sauerstoff Sauerstoff Sauerstoff Verbindung Element 1 (E1) Phosphor Element 2 (E2) Sauerstoff Verbindung Phosphor Sauerstoff Phosphor Sauerstoff Element 1 (E1) Wasserstoff Wasserstoff Element 2 (E2) Sauerstoff Sauerstoff Element 1 (E1) Stickstoff Stickstoff Stickstoff Stickstoff Stickstoff Element 2 (E2) Sauerstoff Sauerstoff Sauerstoff Sauerstoff Sauerstoff Verbindung Element 1 (E1) Schwefel Element 2 (E2) Sauerstoff Verbindung Schwefel Distickstoffmonoxid (N2O) Stickstoffmonoxid (NO) Distickstofftrioxid (N2O3) Stickstoffdioxid (NO2) Distickstoffpentoxid (N2O5) Blei(II)-oxid Blei(II,IV)-oxid (Mennige) Blei(IV)-oxid Phosphor(III)-oxid (Diphosphortrioxid) Phosphor(V)-oxid (Diphosphorpentoxid) Phosphor(VII)-oxid (Diphosphorheptoxid) Verbindung Wasser Wasserstoffperoxid 1 : 0,57 * 1 1 : 0,57 * 2 1 : 0,57 * 3 1 : 0,57 * 4 1 : 0,57 * 5 1 : 0,5 * 2 1:1 1 : 0,5 * 3 2:3 Massen-Verh. mE1 : mE2 13 : 1 39 : 1 6,5 : 1 f1 • mE1 : mE2 • f2 Massen-Verh. mE1 : mE2 :1 f1 • mE1 : mE2 • f2 :1 2 *13 : 5 :1 2 * 13 : 7 Massen-Verh. mE1 : mE2 1: 1: f1 • mE1 : mE2 • f2 1 * 13 : 1 3 *13 : 4 1 * 13 : 2 2 * 13 : 3 1:*2 1:*3 stöchiometrische Wertigkeit Definition(en): stöchiometrische Wertigkeit Die stöchiometrische Wertigkeit (eines Elementes) gibt an, wieviele Wasserstoff-Atome ein Atom des Elementes binden bzw. in einer Verbindung ersetzen kann. Die Wertigkeit wird immer als römische Zahl direkt über das chemische Symbol geschrieben. Wasserstoff ist immer einwertig. Sauerstoff ist immer zweiwertig. I H BK_SekII_allgChem_BioEL.docx II O - 293 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Bezugsgröße ist Wasserstoff, da für Wasserstoff-Atome kein Fall bekannt ist, dass mehr als eines dieser Atome / Elemente gebunden wird; Wasserstoff ist in Verbindungen somit immer (stöchiometrisch) einwertig für Elemente der I. bis IV. Gruppe gilt: höchstmögliche Wertigkeit (gegenüber Wasserstoff) = Gruppen-Nummer aus PSE für Elemente der V. bis VII. Gruppe gilt: höchstmögliche Wertigkeit (gegenüber Wasserstoff) = 8 - Gruppen-Nummer aus PSE übliche Schreibung in chemischen Formeln, Namen und Gleichungen als römische Zahl III Eisen(III)-chlorid I FeCl3 reine Elemente haben keine Wertigkeit stöchiometrische Wertigkeit kann sich innerhalb von Reaktionen ändern häufig auch Wertigkeit gegenüber Sauerstoff und auch anderen Nichtmetallen (außer Wasserstoff) betrachtet: höchstmögliche Wertigkeit ist hier Gruppennummer aus dem PSE (außer Edelgase) Methode: Ermitteln des Symboles bzw. der Formel für ein Element Lern-Stoff / Regel: Alle gasförmigen Elemente (außer die Edelgase) kommen molekular vor, d.h. immer zwei Atome bilden ein Molekül. Einige Nichtmetalle kommen in speziellen molekularen Strukturen vor (z.B. S 8 od. P4). In den meisten Fällen wird auf diese Angaben verzichtet, da sich die Moleküle in chemischen Reaktionen, wie einzelne Atome verhalten. z.B. Ermitteln des Symboles bzw. der Formel für Sauerstoff raussuchen des Symbols aus dem PSE Sauerstoff O prüfen, ob Lern-Regel zutrifft, WENN ja DANN eine "2" als Index SONST fertig Sauerstoff entspricht der Regel O2 z.B. Ermitteln des Symboles bzw. der Formel für Eisen raussuchen des Symbols aus dem PSE Eisen Fe prüfen, ob Lern-Regel zutrifft, WENN ja DANN eine "2" als Index SONST fertig Eisen entspricht NICHT der Regel BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 294 - Fe (c,p) 2009-2013 lsp: dre Methode: Aufstellen der Formel für eine (anorganische) Verbindung z.B. Aufstellen der Formel für Aluminiumoxid (Aluminium(III)-oxid) zuordnen der im Namen enthaltenen Element-Namen, Vorsilben (Präfixe) oder Endungen (Suffixe): Aluminium + oxid Sauerstoff raussuchen der Symbole für die enthaltenen Elemente Aluminium Al Sauerstoff O feststellen / ermitteln der Wertigkeiten ( Tabellen, PSE (höchste mögliche Wertigkeit GruppenNummer), …) III Al II O ermitteln des Kleinsten gemeinsamen Vielfachen der Wertigkeiten 3 * 2 = 6 ermitteln des Faktors für die Element-Wertigkeit 2*3 = 3*2 = 6 notieren der Faktoren als Indizes an die Symbole (eine "1" entfällt hier!) Al2O3 BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 295 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Methode: Aufstellen der Formel für binäre Salze z.B. Aufstellen der Formel für Aluminiumchlorid (Aluminium(III)-chlorid) zuordnen der im Namen enthaltenen Element-Namen, Vorsilben (Präfixe) oder Endungen (Suffixe): Aluminium + chlorid Chlor merken der ev. angegebenen Wertigkeit Aluminium III raussuchen der Symbole für die enthaltenen Elemente Aluminium Al Chlor Cl feststellen / ermitteln der Ionen-Wertigkeiten ( gemerkte Wertigkeit, Tabellen, PSE(höchste mögliche Ionen-Wertigkeit ist 4; ), Anzahl der Elektronen, die aufgenommen oder abgegeben werden, um eine Edelgas-Konfiguration / Achter-Schale zu erreichen, …) (!!! Notierung kann als arabische Zahl mit entsprechendem Vorzeichen (Elektronen-Abgabe (+) und –Aufnahme (-)) erfolgen (entspricht sachlich der Oxidationszahl) (bestimmte Elemente erreichen die höchste Ionen-Wertigkeit nur selten oder niemals: Sn und Pb meist nur +2, Nebengruppen-Elemente) +3 Al -1 Cl ermitteln des Kleinsten gemeinsamen Vielfachen der Wertigkeiten 3 * 1 = 3 ermitteln des Faktors für die Element-Wertigkeit 1*3 = 3*1 = 3 notieren der Faktoren als Indizes an die Symbole (eine "1" entfällt hier!) AlCl3 Gesetz von GAY-LUSSAC und HUMBOLDT (1808) Bei gleichem Druck und gleicher Temperatur stehen die Volumen von miteinander reagierenden Gasen im Verhältnis einfacher ganzer Zahlen zueinander. Beispiel(e): Gesetze von GAY-LUSSAC und KELVIN () ??? Bei gleichem Druck und gleicher Temperatur stehen die Volumen von miteinander reagierenden Gasen im Verhältnis einfacher ganzer Zahlen zueinander. Beispiel(e): BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 296 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre BOYLE-MARIOTTEsches Gesetz () Druck und Volumen einer Gas-Probe sind bei konstanter Temperatur umgekehrt proportional zueinander. p1 * V1 = p2 * V2 = konst. Gesetz von AVOGADRO (1811) Zwei Gase beinhalten bei gleichem Volumen, gleichem Druck und gleicher Temperatur immer die gleiche Teilchen-Anzahl. Die molare Gaskonstante hat für alle Gase denselben Wert. VM = 22,4 l/mol Gleichgroße Gas-Volumen enthalten bei gleichgroßer Temperatur und gleichgroßem Druck immer gleichviele kleinste Teilchen. VM gilt nur bei 1013,25 hPa und 0 °C und ist auch sehr geringfügig Stoff-abhängig mit hinreichender Genauigkeit kann es die Konstante aber auch für abweichende Bedingungen benutzt werden. abgeleitet aus den Gas-Gesetzen von GAY-LUSSAC und BOYLE-MARIOTTE entsteht das allgemeine Gas-Gesetz (allgemeine Zustands-Gleichung für (ideale) Gase): zur Bestimmung der relativen Atom-Massen benutzt; Genauigkeit liegt bei ±0,2% Berechnung der (allgemeinen) molaren Gas-Konstante R möglich praktisch für alle Gase gleich, deshalb auch als allgemeine molare Gas-Konstante bezeichnet Beispiel(e): Masse m [g, kg, u] u atomare Massen-Einheit 1 u = 1,661 * 10-27 kg = 931,5 MeV/c2 (c … Lichtgeschwindigkeit im Vakuum (300.000.000 m/s = 300.000 km/s = 1.080.000.000 km/h)) früher amu (atomic mass unit) im amerikanischen Einflussbereich (und dort besonders in Biologie und Biochemie) ist auch Da für DALTON gebräuchlich (1 Da = 1 u), in Deutschland ist Da weder gesetzlich noch Normgerecht BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 297 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre atomare Massen-Einheit u wird aus historischen und praktischen Gründen (es sind keine Zehner-Potenzen notwendig) benutzt; sehr verbreitet definiert ist die atomare Masseneinheit als 1/12 des Atom-Gewichtes des Isotops 12C Masse-Definition nach dem SI () kg Ur-Kilogramm in Paris (sowie 7 weiteren Referenz-Massen auf der Welt (1x auch in Deutschland)) Gesetz von der Erhaltung der Masse (LOMONOSSOW, 1748) Bei einer chemischen Reaktion verändert sich die (gesamte) Masse der reagierenden Stoffe nicht. Die Masse der Ausgangsstoffe ist genau so groß, wie die der Reaktionsprodukte. Bei chemischen Vorgängen bleibt die Gesamtmasse der beteiligten Stoffe (Ausgangs-Stoffe und Reaktions-Produkte) konstant / erhalten. präzisierte Fassung unter Beachtung der EINSTEIN-Formel (1905: E = m • c2): Bei chemischen Vorgängen bleiben die Gesamt-Energie und die Gesamt-Masse der beteiligten Stoffe (Ausgangs-Stoffe und Reaktions-Produkte) konstant. LOMONOSSOW erhitzte (glühte) Blei mit Luft in einem abgeschlossenen Gefäß, trotz StoffUmwandlung zu Bleioxid blieb Masse des Gefäßes unverändert LAVOISIER experimentierte mit Quecksilber und Quecksilberoxid (1774) und fand unabhängig das gleiche Ergebnis 2g 3 kg 40 g 18 g 42 kg 14 t Wasserstoff Wasserstoff Calcium Wasser Stickstoff Stickstoff 36 t Wasser 29 g Silberoxid + + + + + + 16 g 24 kg 16 g 44 g 9 kg 3t Sauerstoff Sauerstoff Sauerstoff Cohlendioxid Wasserstoff Wasserstoff 4 t Wasserstoff 27 g Silber 18 g 27 kg 56 g 62 g 51 kg 17 t + + + + Wasser Wasser Calciumoxid Cohlensäure Ammoniak Ammoniak 32 t Sauerstoff 2 g Sauerstoff hierauf beruht Grund-Formel für das stöchiometrische Rechnen, dazu später genauer BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 298 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Methode: Aufstellen einer chemischen Gleichung z.B. Aufstellen der Gleichung für die Reaktion von 1. aufstellen einer Wortgleichung aus den gegebenen Informationen (!!! Verwenden der regulären Symbole + und !) 2. raussuchen der Symbole und Formeln für die Stoffe (z.B. PSE, Tabellen, alt.: Formeln selbst aufstellen!) 3. prüfen, ob auf beiden Seiten auch alle Elemente vorkommen; WENN ja DANN weiter bei 4. SONST mögliche Nebenprodukte od. Ausgangsstoffe ermitteln UND zurück zu 2. 4. notieren der Elemente und zählen, wieviele Atome auf jeder Seite vorhanden sind 5. für jedes Element (bei organischen Stoffen allg. beste Reihenfolge: C, H, O, N, S, …) (bei anorganischen Stoffen empfohlene Reihenfolge: Metalle, besondere Nichtmetalle, Wasserstoff, Sauerstoff, …) prüfen, ob auf beiden Seiten der Gleichung die gleiche Anzahl Atome vorhanden ist; WENN ja DANN weiter bei 6. SONST ausgleichen der Zahlen über das KGV die Faktoren werden vor das Symbol / die Formel geschrieben (!!! Indizes dürfen nicht mehr verändert werden!) 6. kontrollieren, ob nach Korrekturen immer noch alle Elemente auf beiden Seiten gleichverteilt sind; WENN ja DANN fertig SONST zurück zu 3. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 299 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Methode: gravimetrische Analyse einer Verbindung z.B. Bestimmung der Masse und des Masse-Anteils für Barium in einer Stoff-Probe Bariumchlorid ermittelt: Einwaage der Stoff-Probe m[BaCl2] = 21,84 mg gesucht: Massen-Anteil [Ba] lösen der Stoff-Probe (hier in verd. Schwefelsäure) ausfällen von Bariumsulfat: BaCl2 + H2SO4 BaSO4 + 2 HCl ermittelt: Einwaage (BaSO4) nach abfiltern und trocknen m[BaSO4] = 24,47 g Volumen V [l, cm3, m3, ml] Dichte [g/ml, kg/l] BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 300 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Stoffmenge n [mol] weitere SI-Größe (SI-Basiseinheit) ist die Stoffmenge n [mol] definiert als die Teilchen-Anzahl, die sich in 12 g 12C befinden praktisch sind das 6,022 * 1023 Teilchen einer Sorte (Zahl ist AVOGADRO-Konstante bzw. LOSCHMIDTsche Zahl (6,02205 * 1023) LOSCHMIDT (1821 – 1895, österreichischer Physiker) fand 1865 heraus, wieviele Teilchen in einer bestimmten Volumen-Einheit eines Gases zu finden sind (zuerst mit 4,5 * 1023 bestimmt, später dann korrigiert) die Sorte der betrachteten Teilchen muss spezifiziert werden z.B. enthält 1 mol O2-Moleküle genau 2 mol O-Atome 1 mol CO2-Moleküle enthalten genau 3 mol Atome (1 mol C-Atome und 2 mol O-Atome) 1 mol Bau-Einheiten / Formel-Einheiten bei Salzen oder Metallen: 1 mol Natrium-ChloridIonen-Bau-Einheit bzw. 1 mol Aluminium-Atome Stoffmenge lässt sich heute auf verschiedene unabhängige Methoden bestimmen die AVOGADRO-Zahl ist eine Natur-Konstante Definition(en): Stoffmenge Die Stoffmenge n sind die Gruppen zu je 6,022(05) *1023 Teilchen (Moleküle oder BauEinheiten), die in einer Stoff-Probe enthalten sind. Eine Gruppen wird Mol genannt (Zeichen: mol). N … Teilchen-Anzahl NA = 6,022 * 1023… AVOGADRO-Konstante Molare Masse M [g/mol] mn m M n M oder auch oder auch nm n 1 m m M M m n ist wegen der Einbeziehung der AVOGADRO-Konstante (Zahlen-mäßig) genauso groß, wie die Atom-Masse in atomaren Massen-Einheiten [u] BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 301 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Exkurs: Bestimmung Konstante der LOSCHMIDTschen Zahl / AVOGADRO- Heute kennt die Chemie mehrere unabhängige Verfahren, um die AVOGADRO-Konstante (/ die LOSCHMIDTsche Zahl) zu bestimmen. Methode: RÖNTGEN-Struktur-Analyse ermittelt: Kantenlänge eines NaCl-Kristalls aus 4 Formel-Einheiten a = 5,63 * 10-8 cm gesucht: Teilchenzahl NA bekannt: Dichte V4 .. Volumen von 4 Formel-Einheiten V1 .. Volumen einer Formel-Einheit Methode: radioaktiver Zerfall bekannt: 1g Radium strahlt -Teilchen aus (-Teilchen entsprechen Helium-Kernen freies Helium) jedes -Teilchen erzeugt auf einer Bildplatte od. einem Zinksulfid-Schirm einen Licht-Effekt Z=13,8 * 1010 s-1 errmittelt: gebildetes Volumen Helium in einem Jahr V=0,158 cm3 gesucht: Teilchenzahl NA BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 302 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Molares Volumen VM [l/mol] VM V n besonders bei Gasen benutzt, da relativ einheitlich 22,4 l/mol (exakt 22,41 l/mol) Bedingungen 1013,25 hPa bzw. mbar und 273,15 K bzw. 0 °C bei anderen Stoffen über die Dichte und / oder Molare Masse berechenbar VM m M n Konzentration c [mol/l, M] Massen-Anteil in [%] Massen-Prozent Volumen-Anteil in [%] Volumen-Prozent (typisch bei Alkohol-Angaben auf bestimmten Getränke-Flaschen) unbestimmt: [ppm, ppb] [ppm] part per million (Teil(e) pro Million) [ppb] part per billion (Teil(e) pro Milliarde) (! Achtung unterschiedliche Bedeutung von Billion im englischen und deutschen Sprachgebrauch beachten!) kann aber auch bei Unkenntnis der Teilchenzahlen für Masse- und Volumen-Verhältnisse benutzt werden (!Vorsicht: Verwechslungs- und Missbrauchs-Gefahr!) MAK-Wert maximale Arbeitsplatz-Konzentration BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 303 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Methode: Bestimmung der empirischen Formel und der Summen-Formel Die empirische Formel stellt die Zusammensetzung einer Verbindung aus den verschiedenen Elementen mittels des kleinstmöglichen Zahlen-Verhältnisses dar. Die empirische Formel fällt immer dann an, wenn ausschließlich die elementare Zusammensetzung und die Massen-Verhältnisse bekannt sind (z.B. Elementar-Analyse einer organischen Verbindung). Bei Benzen (Benzol, C6H6) würde man mittels Elementar-Analyse das Massen-Verhältnis C : H = 12 : 1 [g] ermitteln. Über die Verhältnis-Gleichung: von der wir nur die ersten beiden Indizes (für C und H) brauchen, lässt sich nun das Stoffmengen-Verhältnis berechnen: 1 .. C 2 .. H Es ergibt sich also ein Stoffmengen-Verhältnis von 1 : 1, was dann der empirischen Formel: C1H1 entsprechen würde. Unter Anwendung der Schreibregeln für Formel bliebe dann: CH n SummenFormel ? möglich über. Zur Bestimmung der wirklichen Indizes in der SummenFormel müssen noch andere Methoden herangezogen werden. Klar ist aber schon mal, dass die Summen-Formel dem Muster CnHn folgen muss. Eine erste Möglichkeit wäre das systematische Ausprobieren mit der Probe, ob zu einer Summen-Formel eine passende Struktur-Formel aufstellbar ist: 1 2 3 4 5 6 7 8 … C1H1 C2H2 C3H3 C4H4 C5H5 C6H6 C7H7 C8H8 … nein ja nein theor. ja ja ja ja ja ja BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 304 - Beispiele: Ethin Cyclobutadien Pentinen Benzen, Hexadienin, … … (c,p) 2009-2013 lsp: dre Titration franz.: titre = Gehalt Definition(en): Titration Die Titration ist Volumen-orientiertes Verfahren zur Bestimmung des Gehalts einer Probe unter Ausnutzung der stöchiometrischen Äquivalenz. Zur Ermittlung des ÄquivalenzPunktes wird eine beobachtbare Reaktions-Eigenschaft (z.B. pH-Wert, Leitfähigkeit, FarbVeränderungen, …) genutzt. Betrachten wir als Beispiel eine Säure-Base-Titration: Gegeben ist eine Probe mit einer unbekannten Konzentration an Natriumhydroxid. Das Proben-Fläschchen enthält genau 500 ml. Gesucht ist die Konzentration der Salzsäure in dieser Probe. Als Reaktion zur Bestimmung des Natriumhydroxids bietet sich eine Neutralisation mit Salzsäure an: NaOH + HCl NaCl + H2O Der Äquivalenz-Punkt dieser Reaktion lässt sich über den pH-Wert ermittel, da die anfangs saure Probe zunehmend mit saurer Salzsäure neutralisiert wird. Der erwartete ÄquivalenzPunkt liegt bei pH=7. Die Verfolgung der Neutralisation ist z.B. über einen Indikator möglich. Für Titrationen verwendet man gerne den Indikator Phenolphthalein, der im sauren Milieu farblos ist und bei basischen pH-Werten ins Fuchsin-Violett umschlägt. (Unitest zeigt immer nur schwache / weiche Farbübergänge, weil es ein Gemisch aus verschiedenen Indikatoren ist. Ob dann schon der exakte Farbton für Neutralität (pH=7) erreicht ist, ist u.U. schwer zu erkennen bzw. subjektiv (vom Beobachter abhängig.) Eine weitere Notwendigkeit für eine Titration ist das Vorhandensein einer (reichlich) stabilen und Stoffmengen-mäßig definierten Lösung (Maßlösung). Dies ist für Salzsäure (Chlorwasserstoff-Säure der Fall. So gibt es z.B. Ampullen, aus denen man sich eine 0,1 molare (0,1 M = 0,1 mol/l) oder 1 molare (1 M = 1 mol/l) Lösung herstellen kann. Welche der Lösungen besser geeignet ist kann man über einen Vortest herausbekommen. Für stark saure Lösungen (sehr kleiner pH-Wert) verwendet man eher die 1 molare Lösung. Für schwach saure Lösungen – mit deutlich weniger Hydronium-Ionen (pH-Wert zwischen 4 und 7) – eignet sich die 0,1 molare Salzsäure-Lösung meist besser. Da unsere Probe nur einen schwach basischen Charakter hat, entscheiden wir uns für die 0,1 molare Salzsäure. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 305 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Prinzipiell wird bei einer Titration der nebenstehende Aufbau benutzt. In einem Becherglas oder einem ERLENMEYER-Kolben befindet sich die Proben-Lösung. Die Bürette über dem Proben-Gefäß ist mit der Maßlösung gefüllt. Entweder man merkt sich die aktuelle Volumen-Anzeige der Bürette oder man lässt solange etwas von der Maßlösung in ein Abfall-Gefäß laufen, bis die 0-Marke erreicht ist. Wichtig ist nur, dass wir später den Volumen-Verbrauch exakt bestimmen können. In das Proben-Gefäß muss nun die Probe eingefüllt werden. Dazu könnte man natürlich gleich die ganze Menge nehmen. Sollte bei der folgenden Titration allerdings etwas schief gehen, dann wäre auch die gesamte Probe verdorben und man müsste sich eine neue besorgen, wenn das überhaupt noch möglich ist. Besser – und viel exakter – ist eine Aufteilung der Original-Probe in mehrere kleine Einzel-Proben. Diese können dann einzeln untersucht werden. Geht hierbei mal etwas daneben, dann sind da ja noch andere (Einzel-)Proben, die vermessen werden können. In Laboren nutzt man z.B. häufig folgende Teilung. Aus der Original Probe werden 5 Teile hergestellt. Die erste Einzel-Probe wird für einen Test-Lauf genutzt. Den ermittelten Wert verwendet man nicht weiter – dazu enthält er einfach zu viele Fehler-Quellen. Als Orientierungs-Wert ist aber gut genug. Die nächsten 3 (Einzel-)Proben werden für exakte Messungen benutzt. Die letzte TeilMenge benutzt man nicht mehr, da nicht mehr garantieren werden kann, dass es sich exakt um ein Fünftel handelt. Da braucht nur noch irgendwo ein Tröpfchen im ProbenGefäß hängen bleiben und schon wird unser Messwert nicht mehr exakt sein. Als nächstes wird die Verfolgung der Reaktion organisiert. Wir geben in unserem Fall den Indikator Phenolphthalein zu. Weitere Möglichkeiten zum Verfolgen einer SäureBase-Titration zeigen wir später noch auf. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 306 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Nachdem die Vorbereitungen abgeschlossen sind, startet die Mess-Phase. Man lässt langsam von der Maßlösung zutropfen und beobachtet die Indikator-Farbe. Die Zugabe der Maßlösung sollte unter ständigem Rühren erfolgen. Dazu werden heute im Labor spezielle Magnet-Rührgeräte genutzt. Das gute alte Umschwenken erfüllt seine Aufgabe aber genauso gut. Kurz vor dem Äquivalenz-Punkt tritt an der Eintropf-Stelle schon mal lokal der Farb-Umschlag auf. Ab nun muss noch vorsichtiger titriert werden. Jeder folgende Tropfen kann schon zu viel sein. Wenn die der Farb-Umschlag vollständig erfolgt ist – und auch nach dem Umrühren erhalten bleibt, dann ließt man an der Bürette ab. Wenn nicht beim 0-Punkt abgefangen wurde, muss nun noch die Differenz berechnet werden. Ansonsten ist der abgelesene Wert das sogenannte verbrauchte Volumen. Sollte man einen Tropfen übertitriert haben, dann zieht man noch das Volumen von diesem Tropfen (0,3 ml) ab. Mit den nächsten (zwei) Einzel-Proben wird der Meßvorgang nun wiederholt. Auf diese Weise erhält man drei auswertbare Meßwerte von denen man zuerst einmal den Durchschnitt berechnet. gemessen: 1VHCl=26,4 ml 2VHCl=27,1 ml 3VHCl=25,9 ml Berechnen des Durchschnitts: Nun folgt die eigentliche Berechnung der Proben-Konzentration. Zuerst korrigieren wir die Teilung der Probe: Hätten wir die gesamte Proben-Menge in einem Versuch titriert, dann hätten wir 132,33 ml der 0,1 molaren Salzsäure verbraucht. Für die Neutralisation gilt im Äquivalenz-Punkt die Gleichheit / Ausgeglichenheit von Hydroxid- und Hydronium-Ionen: BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 307 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Über die allgemeingültige Formel: für die Konzentration kommen wir an die handhabbare Größe Volumen. Nach der Stoffgröße n umgestellt ergibt sich: Mit dieser Formel ersetzen wir jeweils die Stoffmenge der Hydronium- und der HydroxidIonen in der Äquivalenz-Gleichung: und stellen nach der gesuchten Größe Hydroxid-Ionen-Konzentration (cOH-) um: Da die rechts stehenden Größen alle bekannt sind, können wir mit dem Einsetzten, Kürzen und Berechnen fortfahren: Als Ergebnissatz können wir nun formulieren: Die Natriumhydroxid-Lösung hatte eine Konzentration von 0,0265 mol/l. Neben einem Indikator kann man auch eine direkte Verfolgung des pH-Wertes realisieren. Dazu werden spezielle Glas-Elektroden genutzt, deren Spannungs-Potential das Ergebnis der Hydronium-Ionen-Konzentration ist. Im Mess-Gerät wird das Spannungs-Potential dann sofort in einen konkreten pH-Wert umgerechnet. (Beachten Sie aber, dass diese Mess-Methode eine Eichung des Gerätes voraussetzt! Für die nachfolgenden Diagramme gehen wir von definierten Lösungen aus, um den KurvenVerlauf auch nachvollziehbar zu machen. Wir titrieren jeweils eine 1 M Salzsäure-Lösung mit einer 1 M Natriumhydroxid-Lösung. Dadurch neutralisiert jede zugegebene Volumen-Einheit eine gleichgroße Volumen-Einheit der Ausgangs-Lösung. Auch andere physikalische Größen lassen sich zur Verfolgung der Neutralisation nutzen. Üblich sind die Leitfähigkeit und die Temperatur. Die Temperatur setzt allerdings sehr feine Mess-Techniken voraus, diese können wir im normalen Labor kaum erfüllen. Eine sehr exakte Bestimmung des Neutralitäts-Punktes ist durch die Verfolgung der elektrischen Leitfähigkeit gegeben. Hydronium- und Hydroxid-Ionen sind im Lösungsmittel Wasser nur temporär existierende Ionen. Praktisch springt die Ladung über die Wasserstoff-BrückenBindungen zwischen den Wasser-Molekülen bzw. den Hydroxid- und Hydronium-Ionen hinweg. Die Wasser-basierten Ionen wandern also fast gar nicht, sondern reichen einfach die Ladung nur weiter. Dadurch wird die Leitfähigkeit im Wesentlichen von der Menge an Hydroxid- und / oder Hydronium-Ionen bestimmt. je höher deren Konzentration, umso besser leitet die Lösung den elektrischen Strom. Die anderen Ionen – wie z.B. Natrium- oder ChloridIonen sind relativ große, beständige, geladene Objekte, die im elektrischen Feld nur langsam wandern können. Sie tragen deshalb nur in einem geringen Maße zur Leitfähigkeit einer Lösung bei. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 308 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Im Neutralisations-Punkt ist die Menge an Hydroxid- und Hydronium-Ionen am Geringsten und damit auch die Leitfähigkeit der Lösung am Kleinsten. Sobald eine der Ionen im Überschuß vorkommt – also die Lösung basisch oder sauer ist – steigt die Leitfähigkeit stark an. Methode: Maßanalyse Bestimmung des Säure-Gehaltes einer Probe Methode: Maßanalyse Bestimmung des Base-Gehaltes einer Probe Titration schwacher Säuren oder Basen Titration mehrwertiger Säuren oder Basen Bisher haben wir so getan, als würde eine mehrwertige Säure (z.B. Schwefelsäure oder Phosphorsäure) oder Base (z.B. Magnesiumhydroxid od. Aluminiumhydroxid) zwar in mehreren Einzel-Reaktionen zerfallen, aber dies im Wesentlichen alles gleich hintereinander weg ablaufen. Bei der Titration einer entsprechenden Säure oder Base mit einer einwertigen Base oder Säure tauchen mehrere klar erkennbare Neutralisationspunkte auf. Diese lassen sich nur erklären, wenn man von der unterschiedlichen Stärke der einzelnen korrespondierenden Säure-Basen-Paare einer Dissoziations-Stufe ausgeht. Die einzelnen Dissoziations-Stufen laufen quasi hintereinander ab. Erst wenn eine Stufe weitgehend abgeschlossen ist, beginnt die nächste Stufe. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 309 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Exkurs: Molekül-Hypothese von AVOGADRO AVOGADRO wollte prüfen, ob die damals (bis 1811) allgemein vertretende Position, dass die kleinsten normal existierenden Teilchen immer (einzelne) Atome sind. Mit anderen Worten, wollte AVOGADRO wissen, ob Gase aus einzelnen Atomen bestehen. Wären Wasserstoff und Chlor einatomige Gase, dann müsste bei der Reaktion von beiden ein halb so großes End-Volumen über bleiben. Das setzt natürlich die Gültigkeit des Gesetzes von AVOGADRO voraus: ???: 1 VT Wasserstoff + 1 VT Chlor ???: 1 VT Chlorwasserstoff(-Gas) + In der Praxis findet man aber: !!!: 1 VT Wasserstoff + 1 VT Chlor 2 VT Chlorwasserstoff(-Gas) Dies lässt nur den Schluss zu, dass auch die Gase Wasserstoff und Chlor schon als zweiatomige Teilchen vorkommen. !!!: + AVOGADRO benannte die scheinbar vorhandenen Atom-Paare Moleküle (molecula, lat.: kleine Masse). Heute verstehen wir unter Molekülen alle mehratomigen Teilchen, die sich relativ frei bewegen können und für abgeschlossen existieren. Anhand weiterer Untersuchungen bei anderen Reaktionen konnte die Molekül-Hypothese von AVOGADRO bestätigt werden. Heute wissen wir – auch durch andere physikalische und chemische Untersuchungen – dass die üblichen gasförmigen Elemente molekular vorkommen. Eine Ausnahme bilden die Edelgase. Aufgaben: 1. Prüfen Sie, ob man auch für die Reaktionen von: a) Wasserstoff mit Stickstoff zu Ammoniak b) Wasserstoff mit Sauerstoff zu Wasser c) Stickstoff mit Sauerstoff zu Distickstoffteraoxid (theoretische Reaktion) die Molekularität der Ausgangsstoffe nachweisen kann! BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 310 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre für chemische Reaktion: AS RP mAS mRP (Prinzip von der Erhaltung der Masse (physikalisch nicht ganz exakt!, aber mehr als hinreichend genau) LOMONOSSOW / LAVOISIER) bei größeren Formeln für die reagierenden Stoffe wird alternativ auch die folgende Schreibweise genutzt: m[ AS ] m[ RP ] Die Stoffe werden also nicht als Index geschrieben sondern in eckigen Klammern hinter das Formelzeichen unter Verwendung von: m M n M AS n AS M RP nRP durch Umstellen kann man: M AS n AS 1 M RP n RP m AS 1 m RP erhalten, die sich durch Gleichsetzung über die Verhältniszahl 1 wieder kombinieren lassen: m AS M AS n AS m RP M RP n RP für chemische Reaktionen mit mehreren Ausgangsstoffen oder Reaktionsprodukten gilt der Zusammenhang prinzipiell ersteinmal nur für die Summen der Einzel-Massen und die Summen der Produkte von Stoffmenge und molarer Masse Unter Beachtung des Gesetzes der konstanten ??? Proportionen gilt der Zusammenhang auch für einzelne Stoffe (Bei der Kombination der Formeln wäre dann allerdings nicht die Verhältniszahl 1 anzuwenden, sondern die praktische Verhältniszahl zwischen z.B. den Massen eines Ausgangsstoffes zu einem ausgewählten Reaktionsprodukt) AS1 + AS2 RP1 + RP2 + RP3 es gilt immer noch: mAS mRP mit: mAS1 mAS 2 mRP1 mRP2 mRP3 BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 311 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre in einem Modell-Beispiel sein folgende Masse aktiv: 6kg[ AS1] 4kg[ AS 2] 5kg[ RP1] 2kg[ RP 2] 3kg[ RP 3] also: 10kg 10kg für alle Stoffe gilt m AS1 m AS 2 ( M AS1 n AS1 ) ( M AS 2 n AS 2 ) m RP1 m RP 2 m RP3 ( M RP1 n RP1 ) ( M RP 2 n RP 2 ) ( M RP3 n RP3 ) betrachtet man dagegen z.B. nur AS2 und RP1 dann ergibt sich: m AS 2 4kg 4 m RP1 5kg 5 dementsprechend gilt auch: 4 M AS 2 n AS 2 5 M RP1 n RP1 und kombiniert wieder: m AS 2 M AS 2 n AS 2 m RP1 M RP1 n RP1 was genau unserer abgeleiteten Haupt-Formel entspricht. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 312 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Beziehungen zwischen den wichtigen Größen der Stöchiometrie Beispiel-Gleichung: Volumen V molares Volumen VM Dichte ρ 1,2 .. XX, YY od. ZZ Konzentration c 1 M = 1 mol/l (Gase: = 22,4 l/mol) Masse m molare Masse M Stoffmenge n StoffmengenVerhältnis AVOGADROKonstante NA (= 6,022 • 10 23 mol) Teilchen-Anzahl N 1,2 .. XX, YY od. ZZ BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 313 - (c,p) 2009-2013 lern-soft-projekt: drews Stoffmenge n 6.x. stöchiometrische Größen der technischen Chemie bzw. in der chemischen Reaktions-Technik Ausgangs-Schema |[A]| A + |[B]| B |[C]| C + |[D]| D .. Verhältniszahl Verhältniszahl modern / lt. DIN: stöchiometrische Zahl Umsatz Ausbeute Selektivität Ausbeute = Umsatz * Selektivität BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 314 - (c,p) 2009-2013 lern-soft-projekt: drews Exkurs: Stöchiometrisches Rechnen a'la "Polytechnische Oberschule der DDR" Es geht immer auch anders! Auch beim stöchiometrischen Rechnen gibt es mehrere Verfahren. Alle basieren auf dem gleichen Formel-Konstrukt! Beim “DDR“-Verfahren (ich nenne es einfach mal so, weil ich es dort kennengelernt habe! ) werden nur die Positionen der EinzelBestandteile "umgestellt" und diese gewissermaßen am Objekt der chemischen Gleichung bzw. intuitiv verwendet. Aber gehen wir schrittweise vor. Unsere Aufgabe soll folgendermaßen heißen: Berechnen Sie, welche Masse Zink man für die Herstellung von 12 kg Zinkchlorid benötigt, wenn Zink mit Salzsäure umgesetzt wird! Auch hier wird zuerst immer die chemische Gleichung aufgestellt: Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2 Dann erfasst man die gegebenen und gesuchten Größen: geg.: m [ZnCl2] = 12 kg ges.: m [Zn] Im nächsten Schritt schreibt man die gegebenen und gesuchten Massen über die Gleichung an die betreffenden Stoffe: m [Zn] Zn + 12 kg ZnCl2 2 HCl + H2 Unter die Gleichung kommen jeweils die Produkte aus Stoffmenge (direkt aus der Gleichung entnommen) und der Molaren Masse (aus dem Tafelwerk od. berechnet): m [Zn] 1 Zn + 2 HCl 1 mol* 65,37 g/mol 12 kg 1 ZnCl2 + H2 1 mol* 136,27 g/mol Durch Entfernen der chemischen Gleichung und das Setzen von Bruchstrichen kommen wir zur Rechenformel: entspricht der Formel: m[ Zn] 1mol 65,37 g mol 12kg 1mol 136,27 m As m RP n AS M AS n RP M RP g mol Dann wird die Formel nach dem gesuchten Wert umgestellt. Vorher darf noch gekürzt werden: (Dann spart man sich noch jede Menge Schreib- und Rechen-Aufwand. Hier schleppen wir zum Aufzeigen aber alle Werte mit!) m[ Zn] g mol g 1mol 136,27 mol 12kg 1mol 65,37 Jetzt kommen wir um das Kürzen nicht mehr herum. Wir können die 1mol sowie die Einheit g/mol wegstreichen: BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 315 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre m[ Zn] 12kg 65,37 136,27 Das Ganze noch schnell in den Taschenrechner getippt und die Einheit überprüft (ob diese zur gesuchten Größe passt): m[ Zn] 5,7565kg Als Lösung bieten wir dann z.B. den Antwortsatz: Wenn Zink und Salzsäure umgesetzt wird, dann benötigt man zur Herstellung von 12 kg Zinkchlorid rund 5,76 kg Zink. Mit dem Molaren Volumen (VM) statt den Molaren Massen (M) funktioniert es genauso. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 316 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Aufgaben (für Wiederholungen, Übungen und z.B. zur Vorbereitung auf Kontrollen) 1. Finden Sie die Fehler! Korrigieren Sie die Gleichungen! Stellen Sie dann die Wortgleichungen auf! a) Al OH Al + OH b) H2 SO4 HSO4 c) Na H PO4 d) e) HNO3 + f) CO2 g) CH4 + h) CH3 - CH - COOH Al3+ + Ba CO3 + SO32- Ca OH CH3- H2O + OH- H2O 2. Stellen Sie die Gleichungen (Gesamtgleichung, Teilgleichungen (Reaktionsschritte, Ionenschreibweise, …)) auf! Bestimmen Sie jeweils den Reaktionstyp! a) b) c) d) e) Lösen von Kaliumdihydrogenphosphat in Wasser! Reaktion von Silbernitrat mit Magnesiumbromid (Silberbromid ist in Wasser schwerlöslich) Reaktion von Essigsäure- mit Natriumhydroxid-Lösung Bildung von Bariumsulfat aus Kaliumhydrogensulfat und Bariumnitrat in wässriger Lösung Verbrennung von Ethan 3. Eisen(II,III)-oxid wird mit Aluminium zur Reaktion gebracht (Aluminothermisches Schweißen). a) Welche Masse Eisenoxid wird zur Herstellung von 0,84 kg Eisen benötigt! b) Welche Masse Eisenoxid muss man verwenden, wenn die Ausbeute 85% beträgt! (Restliches Eisen verbleibt in der Schlacke!) 4. Vor dem Kochen an einem Propanherd wiegt die 10-Liter-Propanflasche 5,7 kg (bei 20 °C). BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 317 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 5. a) Welche Masse und welches Volumen Propan wurde verbraucht, wenn die Flasche nachher noch 5,6 kg (bei 25 °C) wiegt? b) Wie viel Gramm und Milliliter Cohlendioxid entstehen? BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 318 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 7. Tabellen, Zusammenfassungen, Begriffsbestimmungen 7.1. Nomenklatur (Namensgebung) BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 319 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Substitutive und radikalofunktionelle Nomenklatur der wichtigen funktionellen Gruppen (nach fallender Priorität) Stoff-Klasse Funktionelle Gruppe Präfix Suffixe typische Vertreter / Stoffgruppen Carbonsäuren -COOH -(C)OOH Carboxy- -carbonsäure -säure Alkansäuren (Carbonsäuren) (inkl. Fettsäuren) Aminosäuren Cyanide Sulfone Sulfonsäuren Cyanate Thiocyanate Aldehyde -CN R'-SO2- R'' -SO3H -OCN -SCN -CHO -(C)HO Ketone >CO >(C)O Oxo- Alkohole, Phenole -OH Hydroxy- Thiole (primäre) Amine Ether -SH -NH2 R'-O-R'' MercaptoAminoAlkyloxy- -cyanid Sulfo- FormylOxo- -sulfonsäure -cyanat -thiocyanat -carbaldehyd -al -on -keton -ol -alkohol Alkylthio- Nitrile (org.) Phosphate R'-S-R'' >NH >N-NO2 -F -Cl -Br -I -CN -PO4H2 Diphosphate Triphosphate -PO4H-PO4H2 -(PO4H-)2-PO4H2 Alkanone (Ketone) Kohlenhydrate (Saccharide) Alkanole (Alkohole) Kohlenhydrate (Saccharide) -thiol -amin -ether Sulfide (sekundäre) Amine (tertiäre) Amine Nitroverbindungen Halogenverbindungen Alkylhalogenide Akanale (Aldehyde) Kohlenhydrate (Saccharide) Kohlenhydrate (Saccharide) [RingStrukturen + ab Disacch.] -sulfid -amin -amin NitroFluorChlorBromIod- -fluorid -chlorid -bromid -iodid Phospho- -phosphat DiphoasphoTriphospho- -diphosphat -triphosphat AMP Nucleotide Nucleïnsäuren ADP ATP (C) bedeutet, dass das C-Atom zum Stamm der Verbindung gezählt wird (und nicht zum Substituenten) BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 320 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre organische Stoffe und ihre Namen Gebrauchsname BK_SekII_allgChem_BioEL.docx exakter Name IUPAC- Trivialname - 321 - weitere Namen oder Abkürzungen (c,p) 2009-2013 lsp: dre 7.2. Namen diverser Chemikalien in verschiedenen Sprachen usw. regulärer Name IUPAC-Name engl. Benennung Trivialname(n), Bezeichnung im Bereich der Kosmetika, … Formel Bemerkungen Kalium-NatriumTartratTetrahydrat Tartarated soda, Salt of seignette SEIGNETTESalz; Tartarus natronatus, Natrokali tartaricum, Kalium tartaricum natronatum KNaC4H4O6 * 4 H2O E 337 BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 322 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 323 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre 7.3. Begriffe und Begriffsbestimmungen, Definitionen Ziffern und Zeichen A Aktiniden sind die Elemente mit den Ordnungs-Zahlen ab 90. Ihre Atome sind durch Außen-Elektronen auf 5f-Orbitalen gekennzeichnet. B Bindigkeit beschreibt die Anzahl der Elektronen-Paare, die ein Atom mit Partner-Atomen bildet Bindungs-Enthalpie ist die Energie-Menge, die bei der Bildung eines Moleküls / AtomPaares aus den Einzel-Atomen (benötigt oder) freigesetzt wird. Bildungs-Wärme älterer Ausdruck für die Bildungs-Enthalpie C Carbenium-Ion ist ein sp3-hybridisiertes C-Atom mit einer positiven Ladung. Es fehlt gewissermaßen das Bindungs-Elektron für die 4. Bindung. H | R – C - R D Deuterium ist ein Isotop des (Elementes) Wasserstoff(s). Es besitzt im AtomKern neben dem Proton noch ein Neutron Das Symbol lautet: D, was 2H entspricht. Dipol ist ein Molekül (od. vergleichbares chemisches Objekt), das zwei entgegengesetzt geladene Laduungs-Schwerpunkte enthält, die nicht deckungsgleich sind. Dipol-DipolWechselwirkungen DissoziationEnthalpie sind polare Anziehungskräfte, die zwischen Dipolen wirken. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx ist die Energie-Menge, die benötigt wird, um Moleküle / AtomPaare in einzelne Atome aufzuspalten - 324 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre E Elektronegativität (allgemein) ist das Maß für die effektive Kern-Ladung eines Atoms. Elektronegativität (nach PAULING) ist ein Modell-Maß für die Fähigkeit eines Atoms Elektronen zu sich zu ziehen (willkürliche Grenzen: max.: EN [Fluor] = 4,0; (kleinste bekante EN: [Cäsium] = 0,7)) ElektronenpaarAbstoßungs-Theorie ist die Theorie, die sich mit der räumlichen Anordnung von bindenden und nicht-bindenden Elektronen-Paaren beschäftigt und damit Aussagen über die Teilchen-Geometrie macht Element ist ein Stoff, der ausschließlich aus Atomen mit der gleichen Protonen-Anzahl besteht Die Protonen-Zahl definiert die Ordnungs-Zahl eines Elementes. Elemente lassen sich chemisch nicht weiter zerlegen. Energie-Prinzip Jedes System (z.B. auch ein Elektron) strebt immer den Energieärmsten Zustand an. In diesem Zustand ist das System am stabilsten. F G H HauptgruppenElemente sind die Elemente, die ihre Außen-Elektronen nur auf s- oder pOrbitalen haben. HUNDsche Regel Bei der Besetzung Energie-gleicher Orbitale werden diese zuerst einzeln (und parallel) belegt. Erst wenn alle energetisch gleichen orbitale einfach besetzt sind kommt es zur Paarung mit Elektronen (, die den entgegengesetzten Spin haben müssen). Hydratation ist die Bildung von mehr oder weniger stabilen Hüllen aus Wasser-Molekülen (vornehmlich) um geladene Teilchen (Ionen). Hydratations- ist die Energie-Menge, die bei der Bildung einer Hydrat-Hülle (be- BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 325 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Enthalpie nötigt oder) freigesetzt wird. I Influenz ist die Entstehung unterschiedlicher Ladungs-Verteilungen (auf Teilchen-Ebene) durch die äußere Einwirkung eines elektrischen Feldes. Influenz setzt die Anwesenheit von Dipolen voraus. Ionisierungs-Energie ist die Energie, die notwendig ist um ein bestimmtes bzw. soundsoviele Elektronen aus der Elektronen –Hülle zu entfernen. 1. Ionisierungs-Energie: ist die Energie, die notwendig ist um ein äußerstes Elektron (Außen-Elektron) aus der Atom-Hülle zu entfernen. Isoptope sind (vollständige) Atome eines Elementes, die sich von anderen Atomen des gleichen Elementes durch die Anzahl der Neutronen im Atom-Kern unterscheiden J K L Lanthaniden sind die Elemente mit den Ordnungs-Zahlen 58 bis 71. Ihre Atome sind durch Außen-Elektronen auf 4f-Orbitalen gekennzeichnet. Lösungs-Enthalpie ist die Energie-Menge, die beim Lösen eines Stoffes in einem bestimmten Lösungsmittel benötigt oder freigesetzt wird. M Moleküle sind einzelne, abgeschlossene und stabile Teilchen, die aus mindestens zwei Atomen bestehen. Die Atome werden durch AtomBindung und/oder durch polare Atom-Bindung zusammengehalten. N NebengruppenBK_SekII_allgChem_BioEL.docx sind solche Elemente, deren Außen-Elektronen auf d-Orbitalen - 326 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Elemente liegen Nukleonen-Zahl ist die Summe der Anzahlen von Protonen und Neutronen in einem Atom-Kern Nuklid ist eine (Atom-)Kern-Art, die durch eine bestimmte Anzahl an Protonen und Neutronen charakterisiert ist O Orbital ist die Aufenthalts-Wahrscheinlichkeit eines Elektrons innerhalb der Elektronen-Hülle (negative Ladungs-Wolke) P Partial-Ladung (partielle Ladung) Teil-Ladung PAULI-Prinzip besagt, dass auf einem Orbital (mit gleicher Neben-Quantenzahl) maximal zwei Elektronen mit entgegengesetzten Spin (unterschiedlicher Spin-Quantenzahl) Platz finden. PAULI-Verbot in der Atom-Hülle eines Atoms dürfen zwei Elektronen niemals in allen vier Quanten-Zahlen übereinstimmen. Sie müssen sich immer in mindestens einer Quanten-Zahl unterscheiden. Q R Reagenz das kleinere oder das bewegliche von zwei an einer Reaktion beteiligten Stoffe (größere oder feste werden Substrat genannt) S Salze sind Feststoff, die aus Ionen aufgebaut sind. Substrat das größere von zwei oder mehreren an einer Reaktion beteiligten Stoffe (andere (kleinere) werden Reagenz genannt) BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 327 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre bei Enzym-Reaktionen ist das Substrat der zu bearbeitende Stoff T Teil-Ladung (Partial-Ladung) sind nur Anteile einer vollständigen Ladung. Sie werden mit dem Zeichen (griech.: s .. sigma) und der Ladungs-Richtung (plus oder minus) gekennzeichnet U V W Wasserstoff-BrückenBindung (WBB) beruhen auf Dipol-Dipol-Wechselwirkungen zwischen polarisierten Wasserstoff-Atomen und anderen polarisierten Atomen. Zumeist treten WBB zwischen intermolekular auf. Wärmetönung ist der historisch / umgangssprachliche Ausdruck für die Reaktions-Enthalpie X Y Z Ä-Ü BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 328 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 329 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Literatur und Quellen: /1/ WÜNSCH, Prof. Dr. Karl-Heinz; MIETCHEN, Doz. Dr. Ralf; EHLERS, Dr. Dieter: Organische Chemie – Grundkurs.- Berlin: Dt. Verl. d. Wissenschaften; 1986; 5. bericht. Aufl. ISSN 0233-0806 /2/ FITTKAU, Dr. Siegfried: Organische Chemie.-Jena: G. Fischer Verl.; 1984; 5., überarb. Aufl. /3/ BOTSCH, Walter; HÖFLING, Erich; MAUCH, Jürgen: Chemie ind Versuch, Theorie und Übung.- Frankfurt am Main: Verl. M. Diesterweg; Aarau, Frankfurt am Main, Salzburg: Verl. Sauerländer; 1984; 2., neubearb. Aufl. ISBN 3-425-95421-0 ISBN 3-7941-2522-3 /4/ HÄUSLER, Karl: Chemie kompakt – Formeln, Regeln, Gesetze.-München: R. Oldenburg Verl.; 1994; 1. Aufl. ISBN 3-486-88567-7 /5/ SCHLEIP, Alfred; KÖHLER, Georg: Fundamentum CHEMIE – Sekundarstufe I – Lehr- und Arbeitsbuch.-Bonn: Ferd. Dümmlers Verl.; 1994 ISBN 3-427-43101-0 /6/ LÜTHJE – GALL - REUBER: Verf:: THOMAS, Dr. Wolfgang; QUANTE, Marion; QUANTE, Uwe; HEFELE, Gerd: Lehrbuch der Chemie – Organische Chemie.-Frankfurt am Main: Verl. M. Diesterweg; 1983 ISBN 3-425-050496-6 /7/ WHITE, Emil H.: Grundlagen der Chemie für Biologen und Mediziner.-Stuttgart: Kosmos – Gesell. d. Naturfreunde; Franckh'sche Verlagshandlung; 1973.- 3. verbesserte Aufl. ISBN 3-440-03981-1 /8/ Chemie – Lehrbuch für Klasse 9 (TEICHMANN, Jochen; OBST, Heinz; ARNDT, Barbara); Hrsg.: TEICHMANN; Berlin: Volk u. Wissen Verl.; 1980; 11. Aufl. /9/ Chemie – Lehrbuch für Klasse 8 (ARNDT, Barbara; LANGE, Peter; OBST, Heinz; TEICHMANN, Jochen); Berlin: Volk u. Wissen Verl.; 1985; 6. Aufl. /10/ Organische Chemie – Lehrbuch für die Oberschule 9. und 10. Klasse (HRADETZKY, Albert; WOLFFGRAMM, Horst; RENNEBERG, Werner); Berlin: Volk u. Wissen Verl.; 1967 /11/ Schüler-DUDEN: Die Chemie Mannheim: Bibliogr. Inst. & F. A. Brockhaus; überarb. Aufl. ISBN BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 330 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre /12/ HAFNER, Lutz: Biochemie – Materialien für den Sekundarbereich II – Chemie.-Hannover: Schroedel Schulbuchverl.; 1993 ISBN 3-507-10604-3 /13/ HAFNER, Lutz: Einführung in die Organische Chemie – Unter besonderer Berücksichtigung der Biochemie – Materialien für den Sekundarbereich II – Chemie.-Hannover: Schroedel Schulbuchverl.; 1976; 2. Aufl. ISBN 3-507-10600-0 /14/ OEHMICHEN, Jobst: Chemie für Landwirte.-Alfeld-Hannover: Verl. M. & H. Schaper; 1989.-2. überarb. u. erw. Aufl. ISBN 3-7944-0147-6 /15/ ANDERS, A.; DEIBNER, H.; PAAR, F.; SCHWARZER, J.; SINDEL, G.: Chemie – Fachschule Technik.-Troisdorf: Bildungsverl. EINS (Stam); 1994.-2. Aufl. ISBN 3-8237-0039-1 /16/ HACKL, Manfred; VOLKMANN, Hans; …: Chemie für Fachoberschulen – Ausgabe B.-Stuttgart, Dresden: Klett Verl. f. Wissen u. Bildung; 1993.-1. Aufl. ISBN 3-12-804300-0 /17/ JÄCKL, Manfred; RISCH, Karl (Hrsg.): Chemie heute – Sekundarbereich II.-Hannover: Schroedel Schulbuchverl.; 1991 ISBN 3-507-10618-3 /18/ HABERDITZL, W.: Bausteine der Materie und chemische Bindung.-Berlin: Verl. d. Wiss.; 1972.Studienbücherei "Ausgewählte Lernabschnitte der Chemie" /19/ BLASCHETTE, Armand: Allgemeine Chemie II – Chemische Reaktionen.- Heidelberg, Wiesbaden: Quelle & Meyer; 1993.-3. durchges. Aufl. ISBN 3-494-02195-3 (UTB: 3-8252-1713-2) /2/ : ISBN /A/ Wikipedia http://de.wikipedia.org Die originalen sowie detailliertere bibliographische Angaben zu den meisten Literaturquellen sind im Internet unter http://dnb.ddb.de zu finden. BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 331 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre Abbildungen und Skizzen entstammen den folgende ClipArt-Sammlungen: /A/ 29.000 Mega ClipArts; NBG EDV Handels- und Verlags AG; 1997 /B/ andere Quellen sind direkt angegeben. Alle anderen Abbildungen sind geistiges Eigentum: /I/ lern-soft-projekt: drews (c,p) 2006-2013 lsp: dre verwendete freie Software: Programm Inkscape CmapTools ChemSketch Hersteller: inkscape.org (www.inkscape.org) Institute for Human and Maschine Cognition (www.ihmc.us) ACD Labs (Advanced Chemistry Development, Inc.) (www.acdlabs.com) BK_SekII_allgChem_BioEL.docx - 332 - (c,p) 2009-2013 lsp: dre
