Chemie Merkstoff

Name:
Klasse:
2
Reinstoffe – Gemenge – Trennverfahren
Kochsalz – ein Beispiel für
einen Reinstoff
Ein Gemenge aus Sand und
Kochsalz – durch die Lupe
betrachtet
• Reinstoffe bestehen aus nur einer Stoffart.
Beispiele: Zucker, Kochsalz, destilliertes Wasser
• Gemenge sind Mischungen aus Reinstoffen. Jeder der Reinstoffe behält im Gemenge
seine Eigenschaften. Jedoch unterscheiden sich die Eigenschaften des Gemenges von den
Eigenschaften der Reinstoffe, aus denen das Gemenge besteht.
Beispiele: Brotteig, Nudelsuppe, Zigarettenrauch
Der Luftfilter eines Autos
trennt feste Teilchen von der
Luft.
Bei der Destillation des
Wassers werden feste Stoffe
vom Wasser getrennt.
Papierchromatographie eines
schwarzen Filzstifts
• Die Trennung von Gemenge erfolgt durch physikalische Verfahren, z. B. durch:
Æ Filtration: Feste Teilchen werden von einer Flüssigkeit oder einem Gas mithilfe eines
Filtermittels getrennt.
Beispiele: Filtrieren von Wein, Luftfilter eines Autos
Æ Destillation: Feste Stoffe werden von einer Flüssigkeit getrennt oder Flüssigkeiten mit
unterschiedlichen Siedetemperaturen werden getrennt.
Beispiele: Herstellung von destilliertem Wasser, Schnaps brennen
Æ Chromatographie: Physikalisch unterscheidbare Stoffe eines Gemenges werden
mithilfe einer Flüssigkeit oder eines Gases getrennt.
Beispiele: Trennung von sehr geringen Stoffmengen in der medizinischen Diagnose,
Untersuchung der Zusammensetzung von Gasen
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Chemische Elemente – Chemische Verbindungen – Atombau
Eisen ist ein
Element. Es
besteht nur aus
Eisenatomen.
Kochsalz ist kein
Element. Es
besteht aus
Natrium- und
Chloratomen.
Element
Wasserstoff
Helium
Natrium
Chlor
Fluor
Eisen
Lateinischer Name
Hydrogenium
Helium
Natrium
Chlorum
Fluor
Ferrum
Symbol
H
He
Na
Cl
F
Fe
• Chemische Elemente sind Reinstoffe, die aus nur einer „Sorte“ von Atomen bestehen.
Chemische Elemente können durch chemische Reaktionen nicht weiterzerlegt werden.
Beispiele: Eisen, Sauerstoff, Stickstoff
• Chemische Verbindungen sind Reinstoffe, die aus verschiedenen „Sorten“ von Atomen
bestehen.
Chemische Verbindungen können durch chemische Reaktionen in kleinere Bausteine
weiterzerlegt werden.
Beispiele: Wasser, Kochsalz, Zucker
Das Bohr’sche Atommodell
Modelle der Atomkerne von
Kohlenstoff und Chlor
• Jedes Atom besteht aus einem positiv geladenen Atomkern, der von einer negativ
geladenen Atomhülle umgeben ist.
• Der Atomkern besteht aus positiv geladenen Protonen und elektrisch neutralen
Neutronen.
• Die Teilchen der Atomhülle sind negativ geladene Elektronen.
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Das Periodensystem
Die ersten 18 Elemente des Periodensystems
• Im Periodensystem sind die Elemente geordnet:
Æ Nach der Ordnungszahl: An der Ordnungszahl erkennt man die Anzahl der
Protonen im Atomkern. Für elektrisch neutrale Atome gilt:
Anzahl der Protonen im Atomkern = Anzahl der Elektronen in der Atomhülle
Æ In Perioden (= Zeilen): An der Periodenzahl erkennt man die Zahl der Atomhüllen.
In den Elementen einer Periode werden jeweils die Elektronenhüllen aufgefüllt.
Æ In Gruppen (= Spalten): Die Elemente der Hauptgruppen haben gleich viele
Außenelektronen und deswegen ähnliche chemische Eigenschaften.
• Mithilfe der Massenzahl (= gerundeten Atommasse) kann man die Anzahl der Protonen
und Neutron des Atomkerns berechnen:
Anzahl der Neutronen = Massenzahl – Ordnungszahl
Beispiel:
Element
Natrium
Massenzahl
23
Ordnungszahl
11
Anzahl der Neutronen
23 – 11 = 12
• Im Periodensystem unterscheidet man:
Æ Metalle: Sie neigen zur Abgabe von Außenelektronen.
Æ Nichtmetalle: Sie neigen zur Aufnahme zusätzlicher Außenelektronen.
Æ Edelgase: Weil die Außenschalen dieser Elemente vollständig mit Elektronen gefüllt
sind (= Edelgaszustand), „wollen“ sie weder Elektronen aufnehmen noch abgeben.
Edelgase gehen daher nahezu keine chemischen Verbindungen ein.
Æ Halbmetalle: Sie zeigen metallische und nichtmetallische Eigenschaften.
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Arten chemischer Bindungen
Metallbindung: Positive Metall-Ionen und
das negative „Elektronengas“ sorgen für
den Zusammenhalt.
Ionenbindung am Beispiel
Natriumchlorid (Kochsalz,
NaCl): Zwischen den
positiven Natrium-Ionen (=
Metall-Ionen) und den
negativen Chlorid-Ionen (=
Nichtmetall-Ionen) wirken
elektrische Anziehungskräfte.
Elektronenpaarbindung am Beispiel
eines Wassermoleküls (H2O):
Die gemeinsamen Elektronenpaare im
Überlappungsbereich wirken wegen
ihrer negativen Ladung anziehend auf
die positiv geladenen Atomkerne.
• Durch chemische Verbindungen entstehen aus den Ausgangsstoffen neue Stoffe mit
neuen Eigenschaften.
• Die Ursache aller chemischen Verbindungen sind anziehende elektrische Kräfte
zwischen den Atomen der beteiligten Elemente. Für das Auftreten dieser elektrischen
Kräfte gibt es zwei Gründe:
Æ Die Abgabe von Außenelektronen aus der Atomhülle oder die Aufnahme von
Außenelektronen in die Atomhülle
Æ Das Überlappen von Atomhüllen
• Der Aufbau der Atomkerne bleibt in chemischen Verbindungen unverändert.
• Man unterscheidet 3 Arten chemischer Verbindungen:
Æ Metallbindung: Metalle verbinden sich mit Metallen. Metallatome neigen zur
Abgabe von Elektronen. Nach der Elektronenabgabe bleiben positiv geladene MetallIonen zurück. Die abgegebenen Außenelektronen bilden ein frei bewegliches
„Elektronengas“. Zwischen den positiv geladenen Metall- Ionen und dem negativ
geladenen „Elektronengas“ wirken elektrische Anziehungskräfte.
Metalle sind elektrische Leiter, weil sich das negativ geladene Elektronengas zum
positiven Pol der Stromquelle bewegt.
Æ Ionenbindung: Metalle verbinden sich mit Nichtmetallen. - Metalle geben
Außenelektronen ab, um den Edelgaszustand zu erreichen. Es entstehen positiv
geladene Metall-Ionen. Nichtmetalle nehmen zusätzliche Außenelektronen auf, um
den Edelgaszustand zu erreichen. Es entstehen negativ geladene Nichtmetall-Ionen.
Zwischen den entgegengesetzt geladenen Ionen wirken elektrische
Anziehungskräfte. Es bilden sich Salze. Salze sind hart, weil die Ionenbindungen
sehr stark sind.
Æ Elektronenpaarbindung: Nichtmetalle verbinden sich mit Nichtmetallen. Durch
Überlappen der Atomhüllen werden gemeinsame Elektronenpaare gebildet und der
Edelgaszustand wird erreicht. Es entstehen elektrisch neutrale Moleküle.
Stoffe, die aus Molekülen aufgebaut sind (z. B. Wasser, Luft, Kunststoffe), sind
elektrische Isolatoren, weil die neutralen Moleküle sich zu keinem der beiden Pole
einer Stromquelle bewegen.
6
Die Formelsprache der Chemiker
O
C
O
CO2
„Elektronenformel“,
Strukturformel und
Summenformel eines
Wasserstoffmoleküls
Einfachbindung: Die
Bindung wird durch ein
Elektronenpaar bewirkt
„Elektronenformel“,
Strukturformel und
Summenformel eines
Kohlenstoffdioxidmoleküls
Doppelbindung: Die Bindung
wird durch jeweils zwei
Elektronenpaare bewirkt.
„Elektronenformel“,
Strukturformel und
Summenformel eines
Stickstoffmoleküls
Dreifachbindung: Die
Bindung wird durch drei
Elektronenpaare bewirkt.
• Die Verhältnisformel drückt das Verhältnis der Ionen in Ionenbindungen aus:
Beispiele:
Æ NaCl (Natriumchlorid, Kochsalz) bedeutet, dass Kochsalz aus gleich viel NatriumIonen und Chlorid-Ionen aufgebaut wird.
Æ CuCl2 (Kupferchlorid) bedeutet, dass Kupferchlorid doppelt so viele Chlorid-Ionen
wie Kupfer-Ionen enthält.
• An der Strukturformel erkennt man den Aufbau des Moleküls. Elektronenpaare werden
durch Striche dargestellt.
Beispiele: Siehe Abbildungen
• An der Summenformel kann man die Summe der Atome erkennen, die sich zu einem
Molekül verbunden haben.
Beispiele:
Æ H2O: Die Bausteine des Wassermoleküls sind 2 Wasserstoffatome und ein
Sauerstoffatom.
Æ CO2: Ein Kohlenstoffdioxidmolekül wird von einem Kohlenstoffatom und 2
Sauerstoffatomen aufgebaut.
Unterscheide:
2 H bedeutet: 2 nicht gebundene Wasserstoffatome
H2 bedeutet: Ein Molekül Wasserstoff aus 2 miteinander verbundenen Wasserstoffatomen
7
Analyse und Synthese – Oxidation, Reduktion und Redoxreaktion
Reduktion (Elektronenaufnahme)
Cl + 1 e- Æ ClOxidation (Elektronenabgabe)
Na Æ Na+ + 1e-
Oxidation
Reduktion
CO2+2 MgÆ2 MgO+C
Red
Oxidation
ox
Reduktion
Durch Elektronenaufnahme wird
Chlor zum negativ geladenen
Chlorid-Ion reduziert.
Durch Elektronenabgabe wird
Natrium zum positiv geladenen
Natrium-Ion oxidiert.
Beispiel für eine Redox-Reaktion:
Kohlenstoffdioxid wird zu Kohlenstoff
reduziert.
Magnesium wird zu Magnesiumoxid
oxidiert.
So entsteht das Kunstwort Redox.
• Analyse ist die Bestimmung der Bestandteile eines Stoffs.
Beispiel: Durch die Analyse des Wassers mithilfe des elektrischen Stroms (= Elektrolyse)
erfährt man, dass Wasser aus den Elementen Wasserstoff und Sauerstoff besteht.
• Synthese ist der Aufbau einer chemischen Verbindung.
Beispiel: Bei der Fotosynthese werden mithilfe von Lichtenergie organische Stoffe
erzeugt.
• Oxidation
Æ Vereinfachte Definition: Oxidation ist eine chemische Reaktion, bei der sich ein
Element mit Sauerstoff verbindet. Dabei entsteht ein Oxid.
Beispiele für Oxide: Kohlenstoffdioxid (CO2), Eisenoxid (Fe2O3), Magnesiumoxid
(MgO), Wasser (H2O)
Æ Verallgemeinerte Definition: Bei Oxidationen werden Elektronen aus Atomhüllen
abgegeben.
• Reduktion
Æ Vereinfachte Definition: Reduktion ist eine chemische Reaktion, bei der einer
Verbindung Sauerstoff entzogen wird.
Æ Verallgemeinerte Definition: Bei Reduktionen werden Elektronen in Atomhüllen
aufgenommen.
• Redoxreaktion: Reduktion und Oxidation ist aneinander gekoppelt.
8
Säuren und Basen
Wenn möglich
rämliche
Darstellung wie
28/1
Säuren sind Protonenspender
Basen sind Protonenempfänger
pH-Werte sind
Maßzahlen von 0 bis 14
• Wasserlösliche Oxide von Nichtmetallen reagieren mit Wasser zu sauren Lösungen.
Beispiel:SO2 + H2O Æ H2SO3, schweflige Säure
• Wasserlösliche Oxide von Metallen reagieren mit Wasser zu basischen Lösungen (=
Laugen).
Beispiel: MgO + H2O Æ Mg(OH)2, Magnesiumhydroxid
• Säuren sind Protonenspender. Sie geben Protonen (= positiv geladene WasserstoffIonen, H+) an Wassermoleküle (H2O) ab. Diese reagieren mit den Protonen zu positiv
geladenen Hydronium-Ionen (H3O+).
Basen sind Protonenempfänger. Sie nehmen Protonen (= positiv geladene WasserstoffIonen, H+) von den Wassermolekülen (H2O) auf. Diese werden dadurch zu negativ
geladene Hydroxid-Ionen (OH-).
• In sauren Lösungen sind mehr H3O+ - Ionen als OH--Ionen.
In basischen Lösungen sind mehr OH--Ionen als H3O+-Ionen.
Neutrale Lösungen enthalten:
Æ gleich viele H3O+-Ionen und OH--Ionen
Æ oder weder H3O+-Ionen noch OH--Ionen
• Am pH-Wert erkennt, ob eine Lösung sauer, basisch oder neutral ist. Er wird mit
Teststreifen oder dem pH-Meter bestimmt.
Æ pH-Wert neutraler Lösungen: 7
Æ pH-Wert saurer Lösungen: von 0 bis kleiner als 7
Æ pH-Wert basischer Lösungen: von größer als 7 bis 14
9
Beispiele für Säuren: Eigenschaften und Verwendungsmöglichkeiten
• Salzsäure (HCl) ist eine starke Säure.
Sie ist ein Rohstoff für die Herstellung mancher Kunststoffe und
ist in stark verdünnter Form im menschlichen Magensaft
enthalten, wo sie schädliche Bakterien zerstört.
Mit Salzsäure können auch Kalkrückstände entfernt werden.
Behälter mit starken
Säuren und Basen
müssen mit diesem
Etikett gekennzeichnet sein!
• Schwefelsäure (H2SO4) ist eine starke Säure.
Sie ist hygroskopisch (= Wasser anziehend). Wegen dieser
Eigenschaft zerstört diese Säure organische Stoffe wie Zucker
und Cellulose.
Sie wird für die Herstellung von Düngemitteln und in verdünnter
Form als Elektrolyt in Autobatterien (Bleiakkumulatoren)
verwendet.
• Salpetersäure (HNO3) ist eine starke Säure.
Wenn man Salzsäure und Salpetersäure im Verhältnis 3:1 mischt, entsteht Königswasser.
Im Königswasser löst sich auch Gold.
Mithilfe eines Gemischs aus Salpetersäure und Schwefelsäure werden viele Sprengstoffe
hergestellt, z. B. die hochexplosive Flüssigkeit Nitroglycerin.
• Die Kohlensäure (H2CO3) ist eine schwache Säure.
Manchen Erfrischungsgetränken wird Kohlenstoffdioxid (CO2) zugesetzt. Im
Wasseranteil dieser Getränke löst sich ein Teil des CO2 und es entsteht Kohlensäure, die
den Getränken einen leicht säuerlichen und erfrischenden Geschmack gibt.
Reaktionsgleichung: CO2 + H2O Æ H2CO3
10
Beispiele für Basen: Eigenschaften und Verwendungsmöglichkeiten
• Natriumhydroxid (NaOH) ist eine starke Base.
Sie wird in Form von Natronlauge z. B. zur
Seifenherstellung, als Lösungsmittel für Öle, Fette
und Lacke und zur Gewinnung von Papier und
Textilfasern verwendet.
Salmiakgeist ist verdünnte
Ammoniaklösung (NH4OH).
• Calciumhydroxid (Ca(OH)2) ist eine starke Base.
Die basische Lösung wird als Löschkalk in der
Baustoffindustrie und zur Reinigung von
Rauchgasen verwendet.
Beim so genannten „Kalklöschen“ wird
Calciumoxid (gebrannter Kalk) mit Wasser
übergossen.
Reaktionsgleichung: CaO + H2O Æ Ca(OH)2
• Ammoniak (NH3) ist eine starke Base.
Ammoniak braucht man zur Produktion von Stickstoff-Düngemitteln und anderer
stickstoffhaltiger Produkte wie z. B. Salpetersäure und Sprengstoffe.
Ammoniak reagiert mit Wasser (H2O) zur basischen Ammoniaklösung (NH4OH).
Reaktionsgleichung: NH3 + H2O Æ NH4OH
Æ Verdünnte Ammoniaklösung wird auch als Ammoniakwasser oder Salmiakgeist
bezeichnet. Ammoniakwasser ist oft in Fensterputzmitteln enthalten. Auch der
typische Geruch von Haarfärbemitteln stammt von Ammoniak.
11
Neutralisation und Salze
Gips – ein Salz für gebrochene
Knochen
• Aus einer sauren Lösung und einer basischen Lösung
kann man durch Mischen eine neutrale Lösung
herstellen. Die neutrale Lösung besteht aus Wasser und
darin gelöstem Salz. Wenn man das Wasser aus der
neutralen Lösung verdampft, erhält man ein Salz.
Æ Reaktionsgleichung zur Bildung von Kochsalz:
Æ HCl + NaOH Æ NaCl + H2O
• Salze sind Ionenbindungen.
Æ Das positiv geladene Ion (Kation) ist häufig ein Metall-Ion, kann aber auch ein
Nichtmetall-Ion sein.
Beispiele: Na+ (Natrium-Ion = Metall-Ion), Ca2+ (Calcium-Ion = Metall-Ion), NH4+
(Ammonium-Ion = Nichtmetall-Ion)
Æ Das negativ geladene Ion ist das so genannte Säurerest-Ion (Anion) einer Säure.
• Der Name des Salzes setzt sich aus den Namen dieser beiden Ionen zusammen.
Æ Beispiele:
Säure
Säurerest-Ion
(Anion)
HCl
Cl-
Name des
SäurerestIons
Chlorid-Ion
H2SO4
SO42-
Sulfat -Ion
HNO3
NO3-
Nitrat-Ion
H2CO3
CO32-
Carbonat-Ion
Beispiele für Salze
Verwendung
NaCl: Natriumchlorid
(Kochsalz),
ein Salz der Salzsäure
CaSO4: Calciumsulfat (Gips),
ein Salz der Schwefelsäure
NH4NO3: Ammoniumnitrat,
ein Salz der Salpetersäure
CaCO3: Calciumcarbonat
(Kalkstein),
ein Salz der Kohlensäure
Würzen, Produktion von
Natronlauge
Baustoff
Düngemittel
Grundstoff vieler
Baustoffe
12
Luft und Luftschadstoffe
• Luft ist ein Gemenge aus etwa 78 % Stickstoff
(N2) und 21 % Sauerstoff (O2). Die restlichen
Gase der Luft sind Kohlenstoffdioxid, Edelgase,
Wasserdampf und andere Gase (z. B. Methan).
Abgaskatalysatoren vermindern die
Schadstoffbelastung der Luft.
Eine der Reaktionen im Katalysator:
2 CO + 2 NO Æ 2 CO2 + N2
• Beispiele für die Verwendung von Gasen der Luft:
Æ Stickstoff braucht man für die Herstellung von Düngemitteln und in flüssiger Form in
der Medizin zum Schockgefrieren von Blut und Impfstoffen.
Æ Sauerstoff wird in der Technik überall dort eingesetzt, wo bei
Verbrennungsvorgängen hohe Temperaturen erzielt werden sollen (Stahlerzeugung,
Schweißen).
Æ Edelgase dienen zur Füllung von Gasentladungsröhren. Helium ist das Füllgas für
Ballons und Luftschiffe.
Æ Kohlenstoffdioxid (CO2) wird Mineralwässern und Erfrischungsgetränken zugesetzt.
In fester Form kommt es als Trockeneis in den Handel.
• Beispiele für Luftschadstoffe und deren Auswirkungen:
Æ Feinstaub, Stickoxide (NOx) und Ozon(O3) können zu Atemwegserkrankungen
führen.
Æ Kohlenstoffmonoxid (CO) ist giftig und an der Entstehung von Ozon beteiligt.
Æ Zu den Treibhausgasen gehören Kohlenstoffdioxid (CO2), Methan (CH4) und
Lachgas (N2O).
13
Wasser und Wasserstoff
Modelle des
Wassermoleküls:
Elektronenformel
und
Strukturformel
Die Elektrolyse (= Analyse durch
Zufuhr elektrischer Energie) ist
eine endotherme Reaktion: Die
Energiezufuhr ist größer als die
Energieabgabe.
Die Knallgasreaktion ist eine
exotherme Reaktion: Die
Energiezufuhr ist kleiner als die
Energieabgabe.
• Summenformel von Wasser: H2O
• Wasser kann durch Elektrolyse in die Elemente Wasserstoff (H2) und Sauerstoff (O2)
zerlegt werden.
Reaktionsgleichung: 2H2O Æ 2 H2 + O2
Æ Bei dieser Reaktion ist die Energieaufnahme größer als die Energieabgabe.
Solche Reaktionen heißen endotherme Reaktionen.
• Wasserstoff ist ein brennbares Gas. Sauerstoff fördert das Brennen.
• Knallgas ist ein Gemenge aus zwei Raumteilen Wasserstoff und einem Raumteil
Sauerstoff. Es verbrennt explosionsartig zu Wasser.
Reaktionsgleichung: 2 H2 + O2 Æ 2 H2O
Æ Bei der Knallgasreaktion ist die Energieabgabe größer als die Energieaufnahme.
Solche Reaktionen heißen exotherme Reaktionen.
• Beispiele für die Verwendung des Wasserstoffs:
Æ früher zur Füllung von Luftschiffen
Æ als Raketentreibstoff
Æ zusammen mit Stickstoff für die Erzeugung von Ammoniak (Haber-Bosch-Verfahren)
Æ zusammen mit Sauerstoff für die Erzeugung elektrischer Energie in Brennstoffzellen
14
Eisen – Aluminium – Kupfer
Eisen
• Vom steirischen Erzberg wird Eisencarbonat (Spateisenstein, FeCO3) abgebaut.
Vor der Weiterverarbeitung im Hochofen muss aus dem Eisencarbonat Eisenoxid (Fe2O3)
gewonnen werden. Im Hochofen wird Eisenoxid durch Kohlenstoffmonoxid zu Eisen
reduziert. Roheisen wird gewonnen.
Æ Reaktionsgleichung: Fe2O3 + 3 CO Æ 2 Fe + 3 CO2
• Das Roheisen enthält neben anderen Verunreinigungen vor allem noch Kohlenstoff. Er
macht das Roheisen spröde und damit ungeeignet für weitere Verarbeitungsvorgänge wie
z. B. Walzen und Schmieden.
• Beim LD-Verfahren wird Sauerstoff auf das Roheisen aufgeblasen. Der Kohlenstoff und
andere Verunreinigungen oxidieren. Stahl wird erzeugt.
Aluminium
Die Gewinnung von Aluminium durch
Schmelzflusselektrolyse:
1…Aluminiumoxid wird vorgewärmt
2…Schmelze aus Kryolith und Aluminiumoxid
3…flüssiges Aluminium
Kupfer
• Aluminium wird aus Bauxit gewonnen, das
etwa 50% Aluminiumoxid (Al2O3) enthält.
• Das Aluminiumoxid wird gelöst und durch
Schmelzflusselektrolyse in Aluminium und
Sauerstoff getrennt.
Æ Beispiele für die Verwendung: Bauteile
in Elektrogeräten, in Legierungen mit
anderen Metallen als Werkstoff im
Fahrzeugbau, Schiffsbau und
Flugzeugbau, im Bauwesen z. B. für
Fensterprofile, Fassadenverkleidungen
und Dächer
• Nach mehreren Verarbeitungsschritten wird durch Reduktionen und Oxidationen aus
Kupfererzen (z. B. aus Cuprit, Cu2O) Kupfer mit einem Reinheitsgrad von etwa 98%
gewonnen. Durch Elektrolyse gewinnt man schließlich (fast) reines Kupfer.
Æ Beispiele für die Verwendung: Kupferkabel, Decken von Dächern, Dachrinnen
15
Kalkstein – Quarz – Kochsalz – Düngemittel
Kalkstein
• Aus Kalkstein (Calciumcarbonat, CaCO3) erhält man durch Erhitzen Branntkalk
(Calciumoxid, CaO).
Æ Reaktionsgleichung: Ca CO3 ÆCaO + CO2
• Der Branntkalk wird mit Wasser übergossen und reagiert zu Löschkalk
(Calciumhydroxid, Ca(OH)2).
Æ Reaktionsgleichung: CaO + H2O Æ Ca(OH)2
• Beim Abbinden reagiert der Löschkalk mit dem Kohlenstoffdioxid (CO2) der Luft
wieder zu Kalkstein.
Æ Reaktionsgleichung: Ca(OH)2 + CO2 Æ CaCO3 + H2O
Quarz
• Quarz ist Siliciumdioxid (SiO2).
Æ Beispiele für die Verwendung:
Quarzsand, Soda und Kalk sind die Rohstoffe für die Glaserzeugung. Aus reinem
Silicium werden Computerchips und Solarzellen produziert.
Kochsalz
• In Österreich wird Kochsalz aus dem „Haselgebirge“ mit Wasser gelöst. Die mit Salz
gesättigte Lösung heißt Sole.
Æ Beispiele für die Verwendung:
Aus dem größten Teil der Sole wird in der chemische Industrie durch Elektrolyse
Natronlauge gewonnen.
Ein relativ geringer Teil der Sole wird durch Rohrleitungen ins so genannte
„Sudhaus“ geleitet. Dort wird das Wasser verdampft und Kochsalz gewonnen.
Düngemittel
• Düngemittel sind Salze, die fehlende Pflanzennährstoffe ergänzen. Die Pflanzen nehmen
die Nährstoffe in Form von Ionen auf.
Æ Beispiele für Pflanzennährstoffe: Stickstoff, Phosphor, Kalium, Calcium, Magnesium,
Eisen und Kupfer
16
Kohle und Kohleveredelung – Erdöl (Erdgas) und Erdölprodukte
Schematische Darstellung der fraktionierten Destillation: Die Temperatur nimmt in den
Destillationstürmen nach oben hin ab.
Kohle und Kohleveredelung
• Kohle ist aus riesigen Wäldern durch Inkohlung (Voraussetzung: Luftabschluss und hohe
Temperatur) entstanden. Je länger die Inkohlung dauert, desto größer ist der
Kohlenstoffanteil und desto höher ist der Heizwert.
• Durch Kohleentgasung (der Verkokung) gewinnt man vor allem Koks und Teer.
Æ Verwendung des Kokses: Eisenerzeugung im Hochofen
Verwendung des Teers: Straßenteer, Grundstoff für Waschmittel, Heilmittel, Farben
usw.
• Durch Kohlevergasung gewinnt man z. B. Synthesegas, ein Gemenge aus
Kohlenstoffmonoxid und Wasserstoff. Dieses Gas ist für die Herstellung verschiedener
chemischer Verbindungen wie z. B. Methan und Benzin geeignet.
Erdöl (Erdgas) und Erdölprodukte
• Erdöl und Erdgas entstanden unter Luftabschluss und der Mitwirkung von Bakterien aus
tierischem und pflanzlichem Meeresplankton.
• Erdöl und Erdgas sind Gemenge aus verschiedenen Kohlenwasserstoffen – das sind
chemische Verbindungen aus den Elementen Kohlenstoff (C) und Wasserstoff (H).
• Erdgas besteht zu einem Großteil aus dem Kohlenwasserstoff Methan (CH4).
Æ Verwendung von Methan: für Heizzwecke, Rohstoff für die chemische Industrie
• Die Kohlenwasserstoffe des Erdöls haben unterschiedliche Siedetemperaturen und
lassen sich daher durch fraktionierte Destillation in einer Raffinerie trennen.
Æ Beispiele für Produkte der atmosphärischen Destillation: Flüssiggas, Benzin, Kerosin
und Dieselöl
Æ Beispiele für Produkte der Vakuumdestillation: Schmiermittel, Schweröl, Paraffine
und Bitumen für den Straßenbau
17
Kohlenstoff in organischen Verbindungen
Raummodelle von Methan
(CH4), Ethan (C2H6), Propan
(C3H8), Butan (C4H10)
Oben: Raummodell von Ethen
(C2H4). – Doppelbindung!
Unten: Raummodell von Ethin
(C2H2). – Dreifachbindung!
Raummodell von Benzen
(C6H6)
• Verbindungen des Kohlenstoffs mit Wasserstoff heißen Kohlenwasserstoffe.
• Kohlenwasserstoffe mit Einfachbindungen zwischen den Kohlenstoffatomen heißen
Alkane.
Æ Allgemeine Summenformel der Alkane: CnH2n+2
Æ Beispiele: Methan (CH4), Ethan (C2H6), Propan (C3H8), Butan (C4H10)
Æ Verwendungen: Methan ist Hauptbestandteil von Erdgas, Butan im Flüssiggas eines
Laborbrenners.
• Kohlenwasserstoffe mit Doppelbindungen zwischen den Kohlenstoffatomen heißen
Alkene. Wegen der Doppelbindung (der Doppelbindungen) sind Alkene
reaktionsfreudiger als Alkane.
Æ Allgemeine Summenformel der Alkene: CnH2n
Æ Beispiel: Ethen (C2H4)
Æ Verwendung: Ausgangsstoffe für die Kunststoffindustrie
• Kohlenwasserstoffe mit Dreifachbindungen zwischen den Kohlenstoffatomen heißen
Alkine. Alkine sind – ähnlich wie die Alkene – reaktionsfreudiger als die Alkane.
Æ Allgemeine Summenformel der Alkene: CnH2n-2
Æ Beispiel: Ethin (C2H2)
Æ Verwendung: unter dem Namen Acetylen als Gas zum Schweißen
• Ein Beispiel für ein ringförmiges Kohlenwasserstoffmoleküls ist Benzen (= Benzol,
C6H6). Benzen und ähnlich gebaute Kohlenwasserstoffe gehören wegen ihres oft
angenehmen Geruchs zu den so genannten Aromaten.
Æ Verwendung: wird in geringen Mengen zur Qualitätsverbesserung dem Benzin
zugesetzt. – Giftig!!
• Bei den so genannten Halogenkohlenwasserstoffen werden Wasserstoffatome durch
Halogene ersetzt.
Æ Beispiel: Fluor-Chlor-Kohlen-Wasserstoffe (FCKW) – Sie tragen zur Zerstörung
der Ozonschicht bei. Die Produktion ist in der EU seit 1995 verboten.
18
Kunststoffe
Die Polymerisation von Ethen
zu Polyethen im Modell
Steckdosen aus Bakelit sind
Produkte der Polykondensation.
Plastomere,
Elastomere und
Duromere im Modell
• Der Kunststoff Polyethen (PE) ist ein Polymer. Polymere entstehen durch
Polymerisation. Bei dieser chemischen Reaktion werden Doppelbindungen zwischen den
Ethenmolekülen gelöst und die Ethenmoleküle verbinden sich zu langen Molekülketten,
so genannten Makromolekülen.
Æ Weitere Beispiele für Polymere:
Polypropen (PP), Polystyren (PS) und Polyvinylchlorid (PVC)
• Kunststoffe werden auch durch Polykondensation hergestellt. Bei dieser chemischen
Reaktion entstehen die Makromoleküle durch Abspaltung von Wasser.
Æ Beispiele für Polykondensate und deren Anwendung:
Bakelit (Steckdosen), Resopal (Beläge für Möbel), Nylon (Strümpfe, Fallschirme),
Polyethenterephtalat (= PET, Kunststoffflaschen), Polycarbonat (CDs, DVDs)
• Kunststoffe können nach ihren Eigenschaften in Plastomere, Elastomere und Duromere
eingeteilt werden.
Æ Plastomere lassen sich ab einer gewissen Temperatur leicht in fast jede gewünschte
Form bringen. Die Makromoleküle sind nicht vernetzt.
Beispiel: Frischhaltedosen
Æ Elastomere (Alltagsbezeichnung: Gummi) können verformt werden und nehmen
wieder ihre ursprüngliche Form an. Die Makromoleküle sind schwach vernetzt.
Beispiel: Putzschwamm
Æ Duromere sind hart und spröde und schmelzen nicht. Ihre Makromoleküle sind stark
vernetzt.
Beispiel: Motorradhelm
19
Kohlenhydrate
• Zu den Kohlenhydraten zählen Einfachzucker
(Monosaccharide), Zweifachzucker
(Disaccharide), Vielfachzucker (Polysaccharide).
• Einfachzucker sind Moleküle mit der
Summenformel C6H12O6. Je nach der Anordnung
der Atome im Molekül unterscheidet man
Glucose Traubenzucker (Glucose) und
Fruchtzucker (Fructose).
Æ Traubenzucker ist ein Produkt der
Fotosynthese: Bei dieser Reaktion werden
von grünen Pflanzen Traubenzucker und
Sauerstoff aus Wasser und Kohlenstoffdioxid
Stoffumsatz bei der Fotosynthese
mithilfe von Chlorophyll und Sonnenenergie
erzeugt.
Reaktionsgleichung: 6 CO2 + 6 H2O Æ C6H12O6 + 6 O2
Æ Beispiele für das Vorkommen von Traubenzucker und Fruchtzucker:
Früchte, Honig
Æ Traubenzuckermoleküle sind die Bausteine pflanzlicher Fasern.
• Zweifachzucker sind Moleküle mit der Summenformel C12H22O11. Ein
Zweifachzuckermolekül entsteht aus zwei Einfachzuckermolekülen unter
Wasserabspaltung (= Kondensationsreaktion).
Æ Reaktionsgleichung: C6H12O6 + C6H12O6 Æ C12H22O11 + H2O
Æ Beispiele: Rohrzucker, Rübenzucker, Milchzucker, Malzzucker
• Vielfachzucker sind Moleküle mit der Summenformel (C6H10O5)n. Ein
Vielfachzuckermolekül entsteht aus „vielen“ (= n) Einfachzuckermolekülen unter
Wasserabspaltung (= Kondensationsreaktion).
Æ Beispiele: Stärke (ist verdaulich), Cellulose (ist unverdaulich, aber ein wichtiger
Ballaststoff)
Æ Cellulose ist der Rohstoff für halbsynthetische Fasern.
20
Ethanol und andere Alkohole
H H
Ethan
H C C H
H H
H C
OH
H
H H
Ethanol H
C C OH
H
H
H
Methanol
H H
H C
OH
H C
OH
H C
OH
H C
OH
H
H C OH
Ethandiol
(„Glycol“)
Propantriol
(„Glycerin“)
H
• Beim Gären des Mostes wird Traubenzucker (Glucose) unter Mitwirkung von Enzymen
in Ethanol (C2H5OH) und Kohlenstoffdioxid gespalten.
Æ Reaktionsgleichung zur alkoholischen Gärung: C6H12O6 Æ 2C2H5OH + 2CO2
• Der Name eines Alkohols setzt sich aus dem Namen des Kohlenwasserstoffs und der
Endung -ol zusammen.
• Kennzeichnend für Alkohole ist die OH-Gruppe, die so genannte Hydroxylgruppe.
Æ Die Anzahl der Hydroxylgruppen des Alkohols wird durch Vorsilben ausgedrückt.
Æ Beispiele für Alkohole:
Name
Methanol
Ethanol
Formel
CH3OH
C2H5OH
Eigenschaften
sehr giftig
brennbar
Ethandiol,
„Glycol“
Propantriol,
„Glycerin“
C2H4(OH)2 giftig,
süßlicher Geschmack
C3H5(OH)3 ölig
Verwendung
Lösungsmittel, Kunststoffherstellung
Lösungsmittel für Heilmittel und Kosmetika,
als Zusatzstoff in Benzin enthalten
Frostschutzmittel
in Cremes enthalten, für Sprengstoffe
(Nitroglycerin)
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Carbonsäuren und Ester
H
H
C
O
C
O
OH
H
C
OH
O
CH3
C
Carboxylgruppe
OH
Die Strukturformel von
Ethansäure (Essigsäure) und
die vereinfachte Schreibweise
(unten)
• Ethansäure (= Essigsäure, CH3COOH) entsteht aus
Ethanol bei der Essigsäuregärung.
Æ Reaktionsgleichung:
C2H5OH + O2 Æ CH3COOH + H2O
• Ethansäure ist ein Beispiel für eine Carbonsäure.
Kennzeichnend für alle Carbonsäuren ist die COOHGruppe, die so genannte Carboxylgruppe.
Æ Weitere Beispiele für Carbonsäuren:
Benzeosäure und Citronensäure (zur Konservierung)
Äpfelsäure (z. B. in Äpfeln und Gummibärchen enthalten)
Milchsäure (gibt der Sauermilch ihren Geschmack)
Weinsäure (Bestandteil von Backpulver und Erfrischungsgetränken)
Buttersäure (Geruch von ranziger Butter)
Ameisensäure (enthalten im Gift von Ameisen und Brennnesseln)
• Ester entstehen durch Kondensationsreaktionen aus Carbonsäuren mit Alkoholen.
Æ Beispiele:
Essigsäure + Ethanol Æ Essigsäureethylester + Wasser
Buttersäuresäure + Ethanol Æ Buttersäureethylester + Wasser
Ameisensäure + Ethanol Æ Ameisensäureethylester + Wasser
• Manche Ester erkennt man an ihrem charakteristischen Geruch.
Æ Beispiele:
Essigsäureethylester: Geruch von Uhu Alleskleber
Buttersäureethylester: Ananasgeruch
Ameisensäureethylester: Rumaroma
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Fette und Fettsäuren
Fettmoleküle sind Ester aus
Propantriol („Glycerin“)
und drei gleichen oder
verschiedenen
Fettsäuremolekülen.
• Fette und Öle sind Ester aus dem Alkohol Propantriol,
(C3H5(OH)3, „Glycerin“) und Fettsäuren (=Carbonsäuren,
die in Fetten enthalten sind).
• Die Ester des Alkohols Propantriol („Glycerin“) werden
als Glyceride bezeichnet.
• Tierische Fette enthalten vor allem gesättigte Fettsäuren.
Pflanzliche Fette und Öle enthalten einen hohen Anteil an
ungesättigten Fettsäuren, die der Körper nicht aufbauen
kann. Sie sind deswegen für die Ernährung wertvoller als
tierische Fette und auch leichter verdaulich.
Æ Beispiele für gesättigte Fettsäuren:
Palmitinsäure (C15H31COOH), Stearinsäure (C17H35COOH)
Æ Beispiele für ungesättigte Fettsäuren:
Ölsäure (C17H33COOH), Linolsäure, Linolensäure
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Proteine
A
m
i
n
o
g
r
u
p
p
e
H
H
N
H
C
H
O
C
O
H
Allen Aminosäuren gemeinsam ist die
Aminogruppe (-NH2) und die
Säuregruppe (-COOH).
S
ä
u
r
e
g
r
u
p
p
e
• Die Bausteine der Proteine sind die
Aminosäuren.
• Die Bindung zwischen der Säuregruppe der
einen und der Aminogruppe der anderen
Aminosäure heißt Peptidbindung. Proteine
sind Polypeptide.
• Es gibt eine sehr viele Möglichkeiten für die
Anordnung der 20 verschiedenen
Aminosäurebausteine in einem Protein. Die
räumliche Anordnung ist dabei entscheidend
für die biologische Wirksamkeit.
• Der Körper kann 12 Aminosäuren aus anderen Aminosäuren herstellen. Die anderen acht
müssen mit der Nahrung aufgenommen werden.
Æ Beispiele für proteinreiche (= eiweißreiche) Nahrungsmittel:
Fleisch, Fische, Eier, Milch und Milchprodukte, Erbsen und Bohnen.
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fettlöslich
Nährstoffe, Vitamine, Mineralstoffe und Ballaststoffe
Vitamin
A
B12
enthalten z. B. in
Milch, Eigelb,
Karotten, Leber
Milch, Eigelb,
Lebertran
Öle, Milch,
Weizenkeime
Gemüse
VollkornProdukte, Hefe
Hefe, Milch,
Gemüse
Hefe, Milch,
Leber
Fleisch, Leber
C
Obst, Gemüse
D
E
wasserlöslich
K
B1
Empfohlene Mischung der
Nährstoffe
B2
B6
Mangelerscheinungen
Nachtblindheit,
Wachstumsstörungen
Rachitis – Probleme für
Knochenaufbau
Muskelstörungen
Störung der Blutgerinnung
Störungen im Nervensystem
Hauterkrankungen,
Wachstumsstörungen
Hauterkrankungen,
Störungen im Nervensystem
Störungen bei der
Blutbildung
Zahnfleischbluten (Skorbut)
Vitamine und deren Bedeutung für eine gesunde
Ernährung
• Die Energielieferanten in unserer Nahrung sind verwertbare Kohlenhydrate (z. B.
Zucker, Stärke), Fette und Proteine.
• Der Energiegehalt von Nahrungsmitteln wird in Kilo-Joule (kJ) angegeben und steht
unter dem Begriff Brennwert auf den Lebensmittelverpackungen.
Æ Beispiele für kohlenhydratreiche Nahrungsmittel: Brot, Nudeln, Bohnen, Erdäpfel,
Reis
Æ Bedeutung der Fette: Energiequelle, Geschmacksträger, unentbehrlich für die
Aufnahme fettlöslicher Vitamine (A, D, E, K) aus dem Darm in den Blutkreislauf,
wichtige Bausteine des Nervensystems und der Zellmembranen
Æ Beispiele für Proteine und deren Bedeutung: Strukturproteine bestimmen den
Aufbau der Zellen. Enzyme (Biokatalysatoren) ermöglichen oder verhindern
chemische Reaktionen im Körper. Transportproteine übernehmen den Transport
körperwichtiger Substanzen. Antikörper wehren Infektionen ab.
• Vitamine, Mineralstoffe und Ballaststoffe sind keine Energielieferanten, jedoch für eine
gesunde Ernährung unverzichtbar.
• Vitamine und Mineralstoffe kann der Körper nicht oder nur in geringen Mengen selbst
herstellen kann. Deshalb müssen sie unbedingt in unserer Nahrung enthalten sein.
Æ Bedeutung der Vitamine: Siehe Tabelle
Æ Beispiele für Mineralstoffe und deren Bedeutung: Calcium (Knochenfestigkeit), Eisen
(bei Mangel Beeinträchtigung der Blutbildung), Iod (Funktion der Schilddrüse), Fluor
(bei Mangel verstärkte Kariesbildung)
• Ballaststoffe sind unverdauliche (nicht verwertbare) Kohlenhydrate.
Æ Bedeutung: wichtig für eine geregelte Verdauung
• Wasser erfüllt bei der Ernährung eine äußerst wichtige Funktion. Die Nährstoffe werden –
in Wasser gelöst – zu den Zellen transportiert.
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Tenside
Das Natriumsalz einer Fettsäure wird
von Fettsäureanionen und Kationen
des Elements Natrium aufgebaut.
Fettsäureanionen haben eine
Wasser abstoßende und eine
Wasser anziehende Seite.
Die Wasser anziehenden Enden
der Tensidteilchen bilden um die
Fetttröpfchen negativ geladene
Hüllen, die einander abstoßen.
• Die ältesten Tenside sind die Seifen. Seife wird von Natriumsalzen (oder Kaliumsalzen)
der Fettsäuren aufgebaut. Die Fettsäureanionen sind die waschaktiven Teilchen. Sie
haben eine Wasser anziehende (hydrophile) und eine Wasser abstoßende (hydrophobe)
Seite.
• Der Reinigungsvorgang im Modell: Die Wasser abstoßenden Enden der Tensidteilchen
dringen in die Textilfasern ein und umgeben die Schmutzteilchen, die Wasser anziehenden
Enden ragen ins Wasser. Die Schmutzteilchen werden schließlich von den Textilfasern
abgelöst und emulgiert. Warmes Wasser und die Bewegung der Wäsche während des
Waschens unterstützen diesen Vorgang.
• Die Nachteile der Seife: Die Wasserhärte wird vor allem durch Calcium- und
Magnesiumsalze verursacht. In hartem Wasser reagieren die Fettsäureanionen der Seife
mit den Kationen dieser Salze zu wasserunlöslicher Kalkseife. Sie vermindert die
Waschwirkung, setzt sich im Gewebe ab und macht die Wäsche hart und grau. Deswegen
wird Seife alleine heute kaum mehr zum Wäsche waschen verwendet.
• Die synthetischen Tenside moderner Wasch- und Reinigungsmittel haben die oben
erwähnten Nachteile nicht. Außer den Tensiden enthalten moderne Vollwaschmittel z. B.
Wasserenthärter, Bleichmittel und optische Aufheller.
Æ Wasserenthärter verhindern, dass sich beim Trocknen spitze Kristalle von Calciumund Magnesiumsalzen auf der Wäsche bilden und das Gewebe schädigen.
Æ Bleichmittel setzen in der Tensidlösung atomaren Sauerstoff frei. Dieser „AktivSauerstoff“ ist sehr reaktionsfreudig und zerstört durch Oxidation z. B. Obst- und
Gemüseflecken.
Æ Optische Aufheller wandeln für unser Auge unsichtbares ultraviolettes Licht (UVLicht) in sichtbares Licht um. Die Wäsche wirkt dadurch „weißer“.