CHEMIE - Skript

CHEMIE - Skript
floba
Grundlage dieser Zusammenfassung sind Mortimer Chemie und die PPT-Präsentationen.
Siehe dazu: Anhang, ausgelassene Themen
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-2-
1 Inhaltsverzeichnis
1 Inhaltsverzeichnis.................................................................................................................3
2 Elementare Grundlagen.......................................................................................................7
2.1 Elementare Grundlagen................................................................................................7
2.2 Chemische Reaktionen.................................................................................................7
2.3 Nomenklaturregeln.......................................................................................................8
3 Stoffe....................................................................................................................................9
3.1 Kategorisierungen von Stoffen......................................................................................9
3.2 Trennung von Stoffen...................................................................................................9
3.2.1 Stofftrennung von heterogenen Gemischen..........................................................9
3.2.2 Stofftrennung von homogenen Gemischen.........................................................10
4 Atome und das Periodensystem der Elemente...................................................................11
4.1 Wichtige Quantenmechanische Experimente..............................................................11
4.2 Atomkern....................................................................................................................11
4.3 Die Elektronenhülle der Atome...................................................................................12
4.3.1 Das Bohrsche Atommodell..................................................................................12
4.3.2 Welle-Teilchen-Dualismus...................................................................................12
4.3.3 Das Orbitalmodell................................................................................................13
4.3.3.1 Grundlegende Betrachtungsweise...............................................................13
4.3.3.2 Dreidimensionale Gestalt der Orbitale.........................................................14
4.3.3.3 Schematische Darstellung und Aufbauprinzip der Orbitale..........................15
4.3.4 Para- und Diamagnetismus.................................................................................17
4.3.5 Ionisierungsenergie, Elektronenaffinität und Elektronegativität...........................18
4.3.6 Größenverhältnisse.............................................................................................18
4.4 Das Periodensystem der Elemente.............................................................................19
4.4.1 Allgemeine Tendenzen........................................................................................19
4.4.2 Gruppen..............................................................................................................20
4.4.3 Bioelemente........................................................................................................20
5 Chemische Thermodynamik...............................................................................................21
5.1 Gase...........................................................................................................................21
5.2 Der 1. Hauptsatz.........................................................................................................21
5.2.1 Allgemeine Formulierung....................................................................................21
5.2.2 Bedeutung für chemischen Reaktionen...............................................................21
5.2.3 Standardbildungsenthalpie..................................................................................22
5.3 Der 2. Hauptsatz.........................................................................................................22
5.4 Der 3. Hauptsatz.........................................................................................................22
6 Chemische Bindungen.......................................................................................................23
6.1 Physikalische Grundlagen..........................................................................................23
6.2 Molekulare Bindungen................................................................................................23
6.2.1 Ionenbindung......................................................................................................23
6.2.2 Kovalente Bindung..............................................................................................24
6.2.3 Übergang zwischen Ionen- und kovalenter Bindung...........................................25
-3-
6.2.4 Metallische Bindung............................................................................................26
6.3 Intermolekulare Bindungen.........................................................................................26
6.3.1 Physikalische Grundlagen – Aggregatzustände..................................................26
6.3.2 Dipol-Dipol-Kräfte................................................................................................27
6.3.3 London-Kräfte/Van der Waals-Kräfte/Dispersionkräfte........................................27
6.3.4 Wasserstoff-Brückenbindung..............................................................................27
6.3.5 Eigenschaften von Flüssigkeiten.........................................................................28
6.4 Größenverhältnisse....................................................................................................28
6.5 Kristalle.......................................................................................................................29
7 Chemische Reaktionen......................................................................................................30
7.1 Kollisionstheorie..........................................................................................................30
7.2 Reaktionsgeschwindigkeit...........................................................................................30
7.3 Reversible Reaktionen und das chemische Gleichgewicht.........................................31
7.3.1 Reversible Reaktionen........................................................................................31
7.3.2 Gleichgewichtskonstante Kc (Berechnung durch Konzentrationen)....................31
7.3.3 Gleichgewichtskonstante Kp (Berechnung durch Partialdrücke).........................31
7.3.4 Das Prinzip des kleinsten Zwanges – Le Chatelier..............................................31
7.4 Katalysierte Reaktionen..............................................................................................32
8 Lösungen...........................................................................................................................33
8.1 Definition.....................................................................................................................33
8.2 Lösen von chemischen Bindungen.............................................................................33
8.2.1 Löslichkeit und Konzentration..............................................................................33
8.2.2 Der Auflösungsprozess.......................................................................................33
8.3 Reaktionen in wässrigen Lösungen............................................................................34
8.3.1 Metathese-Reaktionen........................................................................................34
8.3.2 Oxidationszahlen.................................................................................................34
8.3.3 Redox-Reaktionen..............................................................................................35
9 Einige chemische Verfahren (Redoxprozesse)...................................................................37
9.1 Industrielle Abgasreinigung.........................................................................................37
9.2 Technische Gewinnung von Schwefel aus Erdgas......................................................37
9.3 Technische Gewinnung von Aluminium......................................................................37
9.4 Technische Gewinnung von Kupfer.............................................................................37
10 Säuren und Basen............................................................................................................38
10.1 Definitionen...............................................................................................................38
10.1.1 Das Arrhenius-Konzept.....................................................................................38
10.1.2 Das Bronsted-Lowry-Konzept............................................................................38
10.1.3 Das Lewis-Konzept...........................................................................................39
10.1.4 Mit Bezug auf Redox-Reaktionen......................................................................39
10.2 Säuren- und Basen-Gleichgewichte..........................................................................39
10.2.1 Das Ionenprodukt des Wassers und der pH-Wert.............................................39
10.2.2 Die Säuren- und Basendissoziationskonstante.................................................41
10.3 Indikatoren................................................................................................................41
-4-
10.4 Pufferlösungen..........................................................................................................42
10.5 Säure-Base-Titration.................................................................................................43
10.5.1 Titration einer starken Säure mit einer starken Base.........................................43
10.5.2 Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base...................................44
10.5.3 Titration einer starken Säure mit einer schwachen Base...................................45
10.5.4 Besonderheiten der Säure-Base-Titration.........................................................45
10.5.5 Volumetrische Analyse durch Titration..............................................................45
11 Elektrochemie und dazugehörige Verfahren.....................................................................46
11.1 Grundlagen...............................................................................................................46
11.2 Elektrolyse................................................................................................................46
11.2.1 Elektrolyse von geschmolzenem Natriumchlorid mit 2 inerten Elektroden.........46
11.2.2 Elektrolyse von Natriumsulfat in wässriger Lösung mit 2 inerten Elektroden.....47
11.2.3 Elektrolyse von Natriumchlorid in wässriger Lösung mit 2 inerten Elektroden. . .48
11.2.4 Elektrolyse von Kupfer(II)-sulfat-Lösung mit 2 Kupferelektroden......................48
11.3 Galvanische Zelle.....................................................................................................49
11.4 Elektrochemische Spannungsreihe...........................................................................51
11.5 Anwendungen der Elektrochemie.............................................................................52
11.5.1 Korrosionsschutz...............................................................................................52
11.5.2 Batterien und Akkumulatoren............................................................................53
11.5.2.1 Zink-Kohle-Batterie....................................................................................53
11.5.2.2 Alkali-Mangan-Batterie...............................................................................53
11.5.2.3 Blei-Säure-Akkumulator.............................................................................54
11.5.2.4 Nickel-Metall-Hydrid-Akkumulator..............................................................54
11.5.2.5 Lithium-Ionen-Akkumulator........................................................................55
11.5.3 Brennstoffzelle...................................................................................................55
12 Stoffchemie ausgewählter Elemente................................................................................57
12.1 Wasserstoff...............................................................................................................57
12.1.1 Eigenschaften...................................................................................................57
12.1.2 Herstellungsverfahren.......................................................................................57
12.1.3 Verwendung von Wasserstoff............................................................................58
12.2 Alkalimetalle.............................................................................................................59
12.2.1 Welche sind die Alkalimetalle?..........................................................................59
12.2.2 Eigenschaften...................................................................................................59
12.2.3 Typische Reaktionen.........................................................................................60
12.3 Kohlenstoffgruppe.....................................................................................................60
12.3.1 Was ist die Kohlenstoffgruppe?.........................................................................60
12.3.2 Eigenschaften...................................................................................................61
12.3.3 Herstellungsverfahren und Verwendung von Kohlenstoff..................................61
12.3.4 Kohlenstoffoxide................................................................................................62
12.3.5 Kohlenwasserstoffe...........................................................................................63
12.3.6 Methanhydrat....................................................................................................64
12.3.7 Verbindungstypen der organischen Chemie – Funktionelle Gruppen................65
-5-
12.3.8 Silizium..............................................................................................................66
12.4 Chalkogene..............................................................................................................66
12.4.1 Was sind Chalkogene?......................................................................................66
12.4.2 Eigenschaften...................................................................................................66
12.4.3 Peroxide............................................................................................................67
12.4.4 Ozon.................................................................................................................67
12.4.5 Schwefel...........................................................................................................69
12.4.5.1 Der Reinstoff..............................................................................................69
12.4.5.2 Schwefeldioxid...........................................................................................69
12.4.5.3 Schwefeltrioxid..........................................................................................69
12.4.5.4 Schwefelsäure...........................................................................................70
12.5 Halogene..................................................................................................................71
12.5.1 Was sind Halogene?.........................................................................................71
12.5.2 Eigenschaften...................................................................................................71
12.5.3 Herstellungsverfahren.......................................................................................72
12.5.4 Verwendung......................................................................................................73
12.5.5 Typische Reaktionen.........................................................................................73
12.5.6 Halogenwasserstoffsäuren................................................................................73
12.5.6.1 Allgemein...................................................................................................73
12.5.6.2 Chlorwasserstoff........................................................................................74
12.5.6.3 Sauerstoffsäuren des Chlors.....................................................................74
13 Anhang.............................................................................................................................76
13.1 Formelsammlung (benötigter Ausschnitt)..................................................................76
13.1.1 Orbitalmodell.....................................................................................................76
13.1.2 Thermodynamik................................................................................................76
13.1.3 Säuren und Basen............................................................................................76
13.2 Periodensystem der Elemente..................................................................................77
13.3 Zusätzliche Tabellen u.a. Informationen....................................................................77
13.4 Ausgelassen Themen...............................................................................................79
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2 Elementare Grundlagen
2.1 Elementare Grundlagen
• Physik und Chemie
⇒ Physik: beschäftigt sich mit Zuständen von Stoffen und den Zustandsänderungen
⇒ Chemie: beschäftigt sich mit Stoffen (Charakterisierung und Zusammensetzung) und
Stoffumwandlungen (in Elektronenhülle)
• Fachgebiete der Chemie:
Organische ∼, Anorganische ∼, Analytische ∼, Physikalische ∼, Biochemie, Kernchemie,
Technische ∼
• Vom Atom zum Bauteil (von innen/klein nach außen/groß)
• Darstellung von Molekülstrukturen
Kalotten-Modell
Lewis-Formel
3d-Struktur
2.2 Chemische Reaktionen
• allgemeine Schreibweise:
CH4 g 2O 2 g   CO 2  g 2H2 Ol 
Edukte oder Reaktanden Produkte
(g) gasförmig
(l) flüssig
(s) fest
(aq) gelöst, meist in Wasser
(aqua) explizit in Wasser gelöst
• Arten von Reaktionen:
Zerfallsreaktion: AX  AX
Bildungsreaktion: AX  AX
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Kugel-Stab-Modell
• Gesetz von Konstanten und Multiplen Proportionen:
Massenverhältnisse der Elemente oder der Bestandteile einer bestimmten Verbindung
sind immer gleich.
• Begrenzender Reaktand einer Reaktion
Division der zur Verfügung stehenden Stoffmenge durch Koeffizienten
⇒ kleinere Zahl ist begrenzender Reaktand
⇒ Ausbeute einer chem. Reaktion: Ausbeute=
tatsächlicheAusbäute
⋅100
theoretische Ausbäute
2.3 Nomenklaturregeln
• Präfixe aus nichtmetallischen, binären Verbindungen:
mono-
1
di-
2
tri-
3
tetra-
4
penta-
5
hexa-
6
hepta-
7
octa-
8
nona-
9
deca-
10
• Suffixe bei Kationen (positiv geladene Ionen): -ion
• Suffixe bei Anionen (negativ geladene Ionen): -id
• Sonderfälle
Sulfat:
SO4
Sulfit:
SO3
Sulfid:
-S (z.B. H2S)
Nitrat:
NO3
Nitrit:
NO2
Nitrid:
-N (z.B. BN)
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3 Stoffe
3.1 Kategorisierungen von Stoffen
• nach Trennmethoden:
• nach Gemischen/reine Stoffe:
1) Stoffgemisch:
⇒ heterogen
⇒ homogen (= Lösung)
2) reiner Stoff
⇒ Verbindung
⇒ Element
• nach Phasen (abgrenzende Menge eines homogenen Gemisches ⇒ heterogene
Gemische bestehen aus mehreren Phasen, z.B. Wasser und Luft, Granit aus Quarz-,
Glimmer- und Feldspat-Kristallen, Reinstoff: Wasser und Wasserdampf):
Aggregatzustand der
Phasen
fest + fest
Bezeichnung Beispiele
Gemenge
Granit, Sand + Salz
fest + flüssig
fest + gasförmig
Suspension
Aerosol
Schlamm
Rauch
flüssig + flüssig
flüssig + gasförmig
Emulsion
Aerosol
Milch
Nebel, Schaum
Trennverfahren
Sortieren, Sieben,
elektrostatische Trennung
Filtrieren, Zentrifugieren
Filtrieren, elektrostatische
Trennung
Zentrifugieren, Scheidetrichter
Sedimentieren
⇒ Trennmethoden nutzen physikalische Eigenschaften der Phasen aus
3.2 Trennung von Stoffen
3.2.1 Stofftrennung von heterogenen Gemischen
• durch Ausnutzung der physikalischen Eigenschaften der verschiedenen Phasen
• Sortieren: räumliche Trennung fester Stoffe
⇒ untersch. Größen: sieben,
magn. Wirkung einer Phase: Magnet,
unt. Dichte: Flüssigkeit mittlerer Dichte
⇒ elektrostatische Trennung (i.V.m. Kondensatorplatten)
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• Sedimentieren & Dekandieren: Suspensionen, Emulsionen
⇒ zunächst zentrifugieren, anschließend Flüssigkeit, die leichter und damit oben ist
abschütten
• Filtrieren: Suspensionen
• Abdampfen, Trocknen: Suspensionen, Emulsionen
3.2.2 Stofftrennung von homogenen Gemischen
• durch Änderung der physikalischen Bedingungen um das homogene Gemisch in ein
heterogenes zu überführen
• Extraktion: flüssige Lösung
⇒ Lösung wird mit anderen mit ihr nicht mischbaren Flüssigkeit durchgeschüttelt
• Kristallisation: gelöste, in reinem Zustand feste Stoffe, in einer Lösung
⇒ Löslichkeit wird z.B. durch abkühlen verringert
• Dünnschicht-Chromatografie: flüssige Lösung
⇒ unlöslicher poröser Stoff (stationäre Phase) wird mit Lösung (mobile Phase, da sie
durch die stationäre Phase durchfließen muss) in Kontakt gebracht, wodurch die
Bestandteile der Lösung an der Grenze der Phase fest/flüssig hängen bleibt
• Säulen-/Hochdruckflüssigkeits-Chromatografie: flüssige Lösungen
⇒ Lösung (mobile Phase) wird mit hohem Druck durch eine Säule mit einem unlöslichen
porösen Stoff (stationären Phase) gepresst, am Ende tritt die reine Flüssigkeit aus
• Gas-Chromatografie: 2 Gase
⇒ wie Säulen-Chromatografie; aber das Gasgemisch wird mit einem indifferenten
Trägergas (z.B. He) durch die stationäre Phase (die mit nichtflüchtigen Flüssigkeit
gedrängt ist) gepresst; somit lösen sich in dieser Flüssigkeit und bleiben dabei mehr
oder weniger gut haften, die Gase treten daher nacheinander aus der Säule aus
• Elektrophorese: ionische Verbindungen
⇒ Variante der Chromatografie; Ionenfluss durch angelegte elektrische Spannung
beienflusst/beschleunigt
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4 Atome und das Periodensystem der Elemente
4.1 Wichtige Quantenmechanische Experimente
• Rutherfordscher Streuversuch
⇒ Atomen haben sehr kleines positiv elektrisch geladenes Massezentrum (Atomkern)
⇒ starke Kernkraft durch die Neutronen, die die sich abstoßenden Protonen
zusammenhält (sehr große Kraft, größer als die elektrostatische, allerdings auf sehr
kurzen Raum)
⇒ zwischen den Kernen: großer Freiraum
⇒ Rutherfordsches Atommodell (Planetenmodell)
• Franck-Hertz-Versuch
⇒ Atome nehmen diskrete Energiestufen ein (Energiequantelung)
• Stern-Gerlach-Versuch
⇒ Nachweis der unterschiedlichen e- -Spins
4.2 Atomkern
• Nukleonen: Protonen, Neutronen (Atomkernbausteine)
• Kernladungszahl = Ordnungszahl Z = Anzahl der positiven Elementarladungen
• Massenzahl A: Summe aus Protonen und Neutronen (in u), damit Summer der Nukleonen
• Isotope eines Elements: gleiche Anzahl von Protonen, aber unterschiedliche Anzahl von
Neutronen und damit unterschiedliche Massenzahlen
⇒ natürlich kommen Stoffe fast immer als nicht isotopenreine Elemente vor
⇒ mittlere Atommasse wird aus relativen Anteile und deren Gewichte addiert (Bsp. 12
6 C
dient zur Festlegung der Atommasse u, die rel. Atommasse müsste also 12 u betragen,
ist aber 12,001 u; C besteht allerdings zu 99,011 % aus 12
6 C und zu 0,989 % aus
13
6
C
• Isobare: zwei unterschiedliche Elemente, die eine unterschiedliche Anzahl an Protonen
und Neutronen, aber die gleiche Massenzahl (Summe aus Protonen und Neutronen)
haben (Bsp.: C-14 und N-14 ⇒ das Kohlenstoffatom ist ein Isotop, es hat 2 zusätzliche
Neutronen)
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• Stabilität von Atomkernen
⇒ ist die Zahl der Kernteilchen klein, bringt ein zusätzliches Teilchen einen stärkeren
Zusammenhalt des Kerns; bei größeren Elementen ist es umgekehrt
⇒ wenn kleine Teilchen fusionieren wird Energie frei, wenn sich große spalten ebenso
• Strahlung:
alpha-Strahlung: Heliumkerne (2p+ und 2n±), 10 000km/s
beta-Strahlung: e- bzw. e+, 130 000km/s
gamma-Strahlung: elektromagnetische Strahlung, am energiereichsten
• Massendefekt: Addiert man die Massen von p+, n± und e- so erhält man eine größere
Masse, als die tatsächliche Masse eines Atoms; Massendifferenz ist die in Form von
Bindungsenergie gespeicherte Masse im Kern ⇒ EKernbindung=∆ m⋅c 2
4.3 Die Elektronenhülle der Atome
4.3.1 Das Bohrsche Atommodell
• e- auf diskreten Kreisbahnen (Schalen, Energieniveaus)
• Energiezufuhr kann e- in höhere Bahn bringen
⇒ angeregter Zustand
⇒ ist Energiezufuhr groß genug wird Atom ionisiert
(e- herausgeschlagen)
• springt e- von höherer Bahn auf niedrigere
(Energieabfuhr), wird Energie in Form eines Photons frei
• Bohrsches Atommodell funktioniert nur beim H-Atom gut!
4.3.2 Welle-Teilchen-Dualismus
• Teilchen: kleine massive Kugel, Aufenthaltsort immer lokalisierbar, energie- &
impulsbestimmt, keine Interferenz- und Beugungseffekte
• Welle: Energie- & Impuls kontinuierlich im Raum verteilt, interferenz- und beugungsfähig
• e- zeigen sowohl Teilchen- als auch Welleneigenschaften!
⇒ nur Aussage ihrer Aufenthaltswahrscheinlichkeit möglich
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4.3.3 Das Orbitalmodell
4.3.3.1 Grundlegende Betrachtungsweise
• e- befinden sich nicht an bestimmten Orten und vollziehen keine bestimmte Bahn, sondern
sind mit gewisser Wahrscheinlichkeit in einem Volumen anzutreffen (Ladungswolke):
• für bessere Darstellung benutzt man Grenzflächendiagramme; innerhalb der Grenzfläche
findet man das e- mit einer Wahrscheinlichkeit von 90%:
(1s-Orbital)
Querschnitt der Ladungswolke
Grenzfächendiagramm
• Quantenzahlen, die ein e- einnehmen kann (zur Lokalisierung und für den Spin):
n = Hauptschale (Energieniveau), mittlerer Abstand vom Atomkern: n = 1, 2, 3, ...
l = Unterschale, Gestalt des Orbitals: l = 0, 1, 2, ..., (n – 1) bzw. statt Ziffern s, p, d, f
⇒ wenn n = 3, kann l gleich s, p oder d annehmen
m = Magnetquantenzahl, Orientierung des Orbitals (zur Unterscheidung der Orbitale in
einer Unterschale), z.B. bei p-Orbitalen: m = x, y oder z
s = Spinmagnetquantenzahl (Rotation des e-, wodurch ein Magnetfeld entst.), s = +½, -½
Elektronen im Atom stimmen nie in allen 4 Quantenzahlen überein! (Pauli-Prinzip)
⇒ IN EINEM nlm-ORBITAL KÖNNEN SICH BIS ZU 2 ELEKTRONEN BEFINDEN
• Aus der Definition der Quantenzahlen ergeben sich folgende Zusammenhänge:
Unterschale:
s p d f
l:
0 1 2 3
Anzahl der Orbitale:
1 3 5 7
Anzahl der Orbitale pro Unterschale =2l1
Anzahl der e- pro Unterschale =2⋅2l1 
max. Elektronenanzahl pro Hauptschale =2n2
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4.3.3.2 Dreidimensionale Gestalt der Orbitale
• s-Orbital (keine Unterscheidung von Spinmagnetquantenzahl dargestellt):
(2s-Orbital)
Antreffwahrscheinlichkeit für die e-
Querschnitt der Ladungswolke
Grenzfächendiagramm
⇒ s-Orbitale sind alle kugelförmig und konzentrisch zum Kern
⇒ kugelförmige Knotenflächen konzentrisch zum Kern (Modell e- = stehende Welle)
⇒ je höher n (Hauptschale), desto größer das Orbital (gleiche Gestalt!) und desto weiter
weg sind die e- vom Kern (allgemein gültig, auch für die anderen Orbitale!)
• p-Orbital (hellblau: s = +½, dunkelblau: s = -½):
⇒ p-Orbitale sind ähnlich des Volumens einer 8, die um eine Achse rotiert wird
⇒ flächenförmige Knotenflächen auf den Achsen
• d-Orbital (hellblau: s = +½, dunkelblau: s = -½):
• Konturliniendiagramme (Querschnitt durch die Orbitale)
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4.3.3.3 Schematische Darstellung und Aufbauprinzip der Orbitale
• Orbitaldiagramm:
⇒ Hund-Regel: e- verteilen sich auf energiegleiche Orbitale so, dass eine max. Anzahl
von e- mit parallelem Spin resultiert (durch die elektrostatische Abstoßung der e-)
⇒ für 8O eigentlich: 1s2 2s2 2p2x 2p1y 2p1z (ist aber durch die Hund-Regel unnötig)
• alle Orbitale einer Unterschale sind energetisch gleichwertig, Orbitale verschiedener
Unterschalen der gleichen Hauptschale unterscheiden sich jedoch
⇒ ns < np < nd < nf
• es kann allerdings zu energetischen Unterscheidungen kommen; es wird immer erst das
Orbital mit der niedrigsten Energie mit einem e- besetzt:
⇒ dadurch ergibt sich für die Elemente:
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• Einige Beispiele dazu:
Besetzung
der
Orbitale
⇒ K = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 (nicht statt 4s1: 3d1!!)
Besetzung
der
Orbitale
⇒ Fe = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s1
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Besetzung
der
Orbitale
⇒ Ga = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p1
• dadurch ergeben sich sehr ähnliche Elektronenkonfiguration (Valenzelektronen) der
Hauptgruppen:
⇒ durch ähnliche Valenzschalen in einer Gruppe: ähnliche Eigenschaften der Elemente
4.3.4 Para- und Diamagnetismus
• paramagnetische Substanzen (= mit ungepaarten e-) werden in Magnetfeld gezogen
⇒ ungepaarte e- sind durch Spin magnetisch
⇒ außerdem: Strom wird induziert, wodurch eine Kraft durch die Bewegungen der e- in
die entgegengesetzte Richtung (aus dem Magnetfeld heraus) erzeugt wird
(Lenz-Regel), Kraft allerdings viel geringer als die magnetische Kraft durch den Spin
• diamagnetische Substanzen (= nur gepaarte e-) werden v. Magnetfeld leicht abgestoßen
⇒ durch induziertem Strom durch Bewegungen der e- (Lenz-Regel)
• Effekt ist Bestätigung der Hund-Regel
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4.3.5 Ionisierungsenergie, Elektronenaffinität und Elektronegativität
• Ionisierungsenergie (IE): notwendige Energie zum herausschlagen eines e- auf der
äußersten Schale
⇒ Kation: positiv geladenes Ion
⇒ Bsp.-Reaktionen:
M  M+e2Lis 2H+  2Li+  aqH 2 (Reaktion im Wasser)
• Elektronenaffinität (EA): die bei der Anlagerung eines Elektrons an ein neutral geladenes
Atom/Molekül freiwerdende Energiemenge
⇒ Anion: negativ geladenes Ion
• Elektronenkonfiguration (EN): Maß für die Tendenz eines Atoms in einer Bindung
Elektronen des anderen Atoms anzuziehen
4.3.6 Größenverhältnisse
• Kern- und Atomradius
⇒ Kernradius ≈ 1 fm = 10-15 m
⇒ Atomradius ≈ 100000 bis 400000 fm
• Ionenradien: Größe, wenn Atom ein oder mehrere Elektronen aufgenommen
(Anion)/abgegeben(Kation) hat
← Größenvgl.
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4.4 Das Periodensystem der Elemente
4.4.1 Allgemeine Tendenzen
• IE, EA, EN, Atom-/Ionenradius:
• Reaktivität:
Metalle tendieren zur e- -Abgabe und haben kleine EN
⇒ je kleiner die EN, desto größer die Reaktivität gegenüber Nichtmetallen Nichtmetalle
tendieren zur e- -Aufnahme und haben höhere EN
⇒ je höher die EN, desto größer die Reaktivität gegenüber Metallen
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4.4.2 Gruppen
⇒ Grenze im PSE zw. Metallen und Nichtmetallen unscharf (Halbmetalle/Metalloide)
• Hauptgruppenelemente: Metalle und Nichtmetalle, unterschiedliche chem. Eigenschaften
abhängig von Valenzschale
• Edelgase(-konfiguration): farblos, Einzelatome, diamagnetisch (mit gepaarten e-, vom
Magnetfeld schwach abgestoßen), reaktionsunfreudig (energetisch besonders
günstig/stabil/chem. inert); Konfig.: 1s2 (He) bzw. ns2np6
• Übergangselemente: Metalle, die meisten paramagnetisch (mit ungepaarten e-)
• Lanthanoide/Aktinoide (innere Übergangselemente): Metalle, paramagnetisch, chem.
Eigenschaften von letzten 3 Schalen abhängig
• Metalle: metallischer Glanz, Verformbarkeit, hohe Leitfähigkeit für Elektrizität und Wärme
• Elektronenkonfiguration der äußersten Schale maßgebend für chem. Verh. (daher
periodisches Auftreten ähnlichen chemischen Verhaltens)
4.4.3 Bioelemente
rot: Hauptbestandteile, blau: Nebenbestandteile, grün: Spuren
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5 Chemische Thermodynamik
5.1 Gase
• Regel von Avogadro:
In gleichen Volumina von Gasen liegt die gleiche Zahl von Teilchen vor.
In 22,415 l Molvolumen, 0° C und 1013 hPa (ist 1 atm, Normaldruck) sind das:
N A=6,022⋅10 23 Teilchen (Avogadro-Konstante)
⇒ in einem Mol eines Gases sind 6,022⋅1023 Teilchen
• dadurch folgt zum Beispiel für die Reaktion der Gase CO und O2:
2 Volumeneinheiten Kohlenmonoxid1 Volumeneinheiten Sauerstoff
 2 Volumeneinheiten Kohlendioxid
2 COgO 2 g   2CO 2 g 
• Zustandsgleichung für eine abgeschlossene Gasmenge (ideales Gasgesetz):
p⋅V
mit R=8,314510 J /K⋅mol (ideale Gaskonstante)
T =n⋅R=const.
5.2 Der 1. Hauptsatz
5.2.1 Allgemeine Formulierung
• Energieerhaltungssatz (Masseerhaltungssatz nicht zwangsläufig gültig!):
ESystem=U=QEkinW...=const.
∆ E=∆ m⋅c 2
• innere Energie U: z.B. Anziehungs- und Abstoßungskräfte zw. Teilchen, kinetische
Energie der Teilchen
• System (z.B. bestimmte Gasmenge) befindet sich im Zustand U1; Wärme wird hinzu
gegeben wodurch sich das System ausdehnt und wiederum Volumenarbeit gegen die
Umgebung leisten muss
⇒ U 2=U1Q−W
U2−U1=Q−W
∆ U=Q−W
⇒ Q > 0: System nimmt Wärme auf
W > 0: System leistet Arbeit
∆U > 0: System nimmt Energie auf
Q < 0: System gibt Wärme ab
W < 0: auf System wird Arbeit ausgeübt
∆U < 0: System gibt Energie ab
5.2.2 Bedeutung für chemischen Reaktionen
• Reaktionsenergie ∆ U=U2 −U1
⇒ U1 alle Edukte∆ U  U2 alleProdukte 
⇒ ∆ U0 Energieaufnahme des Systems in Form von Volumenarbeit oder Wärme
⇒ ∆ U0 Energieabgabe des Systems in Form von Volumenarbeit oder Wärme
• Reaktion im offenen Gefäß (p = const., V ≠ const.): Volumenarbeit W=p⋅∆ V=p⋅V2−V1 
kann verrichtet werden und Wärmeänderung ist möglich
- 21 -
• Reaktionsenthalpie (= umgesetzte Wärme der Reaktionsenergie) ∆ H=H2 −H1
∆ H=Q=∆ UW
∆ H=∆ Up⋅∆ V
bei Gasen: ∆ H=∆ U∆ n⋅R⋅T
∆ n=n 2−n1
⇒ ∆ H0 Wärmeenergieaufnahme des Systems (endotherme Reaktion)
⇒ ∆ H0 Wärmeenergieabgabe des Systems (exotherme Reaktion)
• Reaktion im geschlossenen Gefäß (p ≠ const., V = const.): nur Wärmeänderung möglich
5.2.3 Standardbildungsenthalpie
• Standardbildungsenthalpie ∆ H0f = Reaktionsenthalpie, zur Bildung von 1 mol einer
Verbindung aus den reinen Elementen unter Standardbedingung (25 °C, 101,3 kPa)
⇒ Berechnung von Reaktionsenthalpien aus den Standardbildungsenthalpien möglich
(diese stehen in Tabellen):
∆ H0=∑ ∆ H0f Produkte−∑ ∆ H0f Edukte
[die 0 bedeutet bei Standardbedingung]
5.3 Der 2. Hauptsatz
• 1. Hauptsatz macht keine Aussage, ob ein Vorgang freiwillig ablaufen wird (= spontaner
Prozess)
• Entropie S = Maß für die Unordnung in einem System
⇒ je geringer die Ordnung, desto größer S
• bei einer spontanen (freiwillig auflaufenden) Zustandsänderung vergrößert sich S
⇒ freiwillig stellt sich nur Zustand mit geringerer Ordnung ein (S nimmt zu)
⇒ Bsp. für spontane Zustandsänderung: 2 Gase sind je in einem geschlossenen Gefäß,
die durch ein Rohr verb. sind; die Gase vermischen sich freiwillig, S hat sich vergrößert
• Aggregatzustand: Skristalliner Feststoff < Samorpher Feststoff < SFlüssigkeit < SGas
• ∆SGes = ∆SUmgebung + ∆Ssystem
⇒ Entropieabnahme eines Systems beim Erstarren/Kondensieren/
Resublimieren:
1. Schmelz-/Verdampfungs-/Sublimationsenthalpie wird
freigesetzt und von Umgebung aufgenommen
2. SUmgebung erhöht sich, da Ekin der Teilchen zugenommen hat
3. SSystem verringert sich
4. Erstarren/Kondensieren/Resublimieren erfolgt, weil ∆SUmgebung > ∆SSystem
⇒ SGes nimmt zu, weshalb der Vorgang freiwillig abläuft
⇒ DIE ENTROPIE NIMMT ZU (allgemeine Aussage)
5.4 Der 3. Hauptsatz
• S≥ 0 und damit T ≥ 0K
- 22 -
6 Chemische Bindungen
6.1 Physikalische Grundlagen
• Gleichgewicht zwischen Anziehungskraft und elektrostatische Abstoßung:
⇒ Kräftegleichgewicht, wenn Fan =F ab
• Energie einer Bindung = Dissoziations-/Aktivierungsenergie/Aufbrechenergie (in Tabellen
zu finden)
⇒ durch Aufbrechen/Zusammenfügen lässt sich Bindungsenergie bestimmen
⇒ durch Addition lässt sich die Reaktionsenthalpie bestimmen:
Aufbrechreaktion (Energie wird benötigt)  Zusammenfügreaktion (Energie wird frei)
oder umgekehrt
6.2 Molekulare Bindungen
6.2.1 Ionenbindung
• bei Reaktionen von Metallen mit Nichtmetallen
⇒ Metall-Atome geben e- ab und Nichtmetall-Atome nehmen diese auf
⇒ negativ und positiv geladene Ionen, die sich elektrostatisch anziehen
⇒ Atome berühren sich
• Born-Haber-Zyklus (am Bsp. NaCl):
1.
1mol festes Natrium wird Verdampft:
Nas  Na g
2.
∆ HSublimation=108 kJ/mol
½ mol Cl2 wird gespalten, es wird der Betrag der
Cl—Cl Bindungsenergie benötigt:
½ Cl2 g  Clg
½⋅∆ H Aktivierung =122 kJ/mol
3. Na-Atome werden ionisiert:
Nag  Na+ ge-
∆ H Ionisierung=496 kJ /mol
4. Cl-Atome nehmen ein e- auf:
Clge-  Cl-  g
∆ HE.− affinität=−349 kJ/mol
5. Ionen werden aus Gaszustand zu einem Ionengitter zusammengefügt, wodurch
Gitterenergie freigesetzt wird:
Na+ gCl- g  NaCl s
∆ HGitter =−788 kJ/ mol
- 23 -
⇒ letzter Schritt, der energetisch vorteilhafter ist, kann nicht experimentell gemessen
werden, lässt sich aber durch die Regel von Hess bestimmen:
∆ H=∆ HSublimation½∆ HAktivierung∆ HIonisierung∆ HE.−affinität ∆ H Gitter =−411kJ/mol
⇒ Gitterenergie ist abhängig von
a) Ladung: je höher die Ladung, desto größer die Gitterenergie
b) Größe der Ionen: je kleiner die Radien, desto näher sind sich die Ionen, desto
größer ist die Anziehungskraft und somit die Gitterenergie
⋅ ⋅
⋅ ⋅
⋅ ⋅
⋅ ⋅
• Bsp-Reaktion: Na⋅+⋅Cl :  Na + : Cl - : (Na hat niedrige Ionisierungsenergie und Cl hat
geringe Elektronenaffinität)
6.2.2 Kovalente Bindung
• bei Reaktionen von Nichtmetallen
⇒ beide Atome tendieren zur e- -Aufnahme
⇒ Atome teilen sich gemeinsam ein oder mehrere e- (Hybridorbitale)
⇒ Atome überlappen sich
• Oktettregel = Streben nach der Edelgaskonfiguratation durch „hinzu holen“ von e⋅⋅
⋅⋅
⋅⋅
⋅⋅
Bsp.: H⋅  ⋅ Cl :  H— Cl : (H hat jetzt 2 und Cl hat 8 Valenzelektronen, was der
jeweiligen Edelgaskonfiguration von He bzw. Argon entspricht)
• Bestimmen der Bindungsart (einfach, doppel, dreifach) durch Formalladungen
⇒ Anzahl der Bindungs-e =2⋅Zahl der H-Atome8⋅Anzahl der übrigen Atome
−Anzahl der Valenzelektronen
⇒ unter Beachtung der Oktettregel (diese gilt in Ausnahmefällen nicht), Gesamtladung
und Beachten, dass es keine benachbarten gleichen Formalladungen gibt, probieren
⇒ Beispiel Kohlenmonoxid (CO)
⇒ Beispiel Salpetersäure (HNO3):
a und b sind gleichwertig,
c entfällt, da benachbarte Atome die gleiche Formalladungen besitzen,
d entfällt, da die Neutralität aufgehoben wäre
- 24 -
• Mesomerie/Resonanz
⇒ beim Beispiel Salpetersäure gibt es 2 Möglichkeiten für die Lewisformel, richtigere
Darstellung über die Lewisformel ist die mesomere Grenzformel:
⇒ tatsächliche Darstellung in der Lewisformel nicht möglich (kein ständiges Umklappen
des e- o.Ä.)
⇒ Realität: Zwischending (bei allen betreffenden Atomen) aus Einfach- und
Doppelbindung (beim Bsp. HNO3), kann auch als 1½-Bindung gesehen werden
• geometrische Molekül-Anordnungen: kovalente Bindungen (bindende e- -Paare) stoßen
sich gegenseitig ab, die Abstoßungskraft eines inneratomaren (nicht bindendes) e- -Paars
ist größer als das einer kovalenten Bindung (bei Doppelbindung usw. komplizierter)
⇒
6.2.3 Übergang zwischen Ionen- und kovalenter Bindung
• (fast) reine Ionenbindung: Metall mit niedriger Ionisierungsenergie und Nichtmetall mit
hoher Elektronegativität (Bsp.: Cs und Fl)
• reine kovalente Bindung: nur zwischen gleichen Atomen (Bsp.: F2 ⇒ jedes Atom zieht
die e- gleichermaßen an sich wodurch die Ladung symmetrisch/gleichermaßen verteilt ist)
- 25 -
• Übergänge:
⇒ pos. geladenes Ion wirkt anziehend auf neg. e- -Wolke des Anions
⇒ Deformation/Verzerrung (= Polarisierbarkeit)
a) je größer das Anion und je höher die Ladung des Anions, desto größer die
Deformierung
b) je kleiner das Kation und je höher die Ladung des Kations, desto größer die
Deformierung
⇒ Deformation kann zum Übergreifen der e--Wolken führen (Polarisierte kovalente Bdg.),
bis hin zur vollständigen kovalenten Bindung
⇒ Ausmaß des kovalenten Charakters entspricht der Verzerrung
⇒ je größer die Differenz der Elektronegativitäten 2er Atome, desto polarer die Bindung
⇒ Elektronenladungen sind nur bei kovalenten Bindungen mit gleichen Atomen gleich
⇒ polare(-isierte) kovalente Bindungen mit partiell pos./neg. Ladung an den Polen
⇒ Dipole (auch polare Moleküle)
• es gibt somit polare und unpolare Stoffe
⇒ Regel: Gleiches löst sich in Gleichen (polar-polar, unpolar-unpolar)
⇒ polar = hydrophil, lipophob
unpolar = lipophil, hydrophob
6.2.4 Metallische Bindung
• metallische Bindung: zahlreiche Atome zusammengefügt, die alle
zu einem e- -Gas beitragen, welches allen Atomen gehört
⇒ e- können sich frei durch Gesamtstruktur bewegen
• e- -Gas hält Metall-Atome zusammen
6.3 Intermolekulare Bindungen
6.3.1 Physikalische Grundlagen – Aggregatzustände
• Fest: kinetische Energie sehr klein, starke intermolekulare Kräfte/Wechselwirkung
⇒ stabile äußere Form & definiertes Volumen
• Flüssig: kinetische Energie klein genug, um in einem definiertem Volumen gehalten zu
werden, aber zu hoch um eine feste Form anzunehmen
⇒ stabile äußere Form & definiertes Volumen
• Gas: kinetische Energie und Abstand zwischen den Teilchen zu hoch für intermolekulare
Kräfte/Wechselwirkung (Idealisierung in der kinetischen Gastheorie: komplette
Vernachlässigung der Kräfte)
⇒ stabile äußere Form & definiertes Volumen (nimmt den zur Verf. stehenden Raum ein)
- 26 -
6.3.2 Dipol-Dipol-Kräfte
• bei polaren Molekülen (durch große EN-Differenzen der Atome), durch elektrostatische
Anziehung von [+] und [-]
⇒ permanentes Dipolmoment
⇒ kristalline, isomorphe Anordnung der Atome/Moleküle (periodisch geom. Muster)
6.3.3 London-Kräfte/Van der Waals-Kräfte/Dispersionkräfte
• Erklärung, warum es auch bei unpolaren Molekülen/Atomen alle Aggregatzustände gibt
• Elektronenwolke eines Moleküls/Atoms wird permanent verformt
⇒ e- haben hohe Beweglichkeit
⇒ momentane Dipole, die sich zeitlich sehr schnell ändern (kein permanentes
Dipolmoment im Mittel)
⇒ fest und flüssig existieren, amorphe Anordnung der Moleküle/Atome
• momentane Dipolmomente erfolgen synchron
⇒ [+] und [-] genau zwischen benachbarten Teilchen gegenüberstehend
⇒ je größer das Molekül/Atome und je mehr e- desto stärker die Kraft
• Achtung: zwischen Teilchen treten immer mehr oder weniger große London-Kräfte auf
⇒ Summe der Kräfte bestimmt Schmelz- und Siedepunkt
6.3.4 Wasserstoff-Brückenbindung
• ist Spezialfall der Dipol-Dipol-Kräfte
• sehr starke Kraft durch fast komplette Abschirmung des H-Protons
• Ausrichtung der Moleküle:
gefrorene H2O-Moleküle:
- 27 -
6.3.5 Eigenschaften von Flüssigkeiten
• Druckänderung: kaum Auswirkungen auf Volumen, da Teilchen sich quasi berühren
• Volumenänderung: durch Temperaturänderung (dadurch höhere kin. Energie, damit
größere Impulse der Teilchen)
• Diffusion zweier Flüssigkeiten (unt. Dichte), die zunächst übereinander „liegen“: durch kin.
Energie der Teilchen
• Viskosität: abhängig von intermolekularen Kräften der Teilchen
⇒ nimmt mit steigender Temp. ab/mit sinkender zu; durch kin. Energie der Teilchen
• Oberflächenspannung: durch Anziehungskraft der Moleküle in das Innere
⇒ Maß für die nach innen gerichtete Kraft
⇒ Flüssigkeiten wollen ihre Oberfläche so klein wie möglich halten (daher:
Wassertropfen)
6.4 Größenverhältnisse
• Kovalenzradius: halber Abstand zweier Atome, die kovalent gebunden sind
← Ameisensäure, Werte in
pm
• Van-der-Waals-Radien: halber Abstand zwischen den Molekülen/Atomen einer Substanz
- 28 -
6.5 Kristalle
Ionenkristalle
Molekülkristalle
Geordnete
Riesenmolekül
Moleküle
Gitterstrukungeladene
geladene
ungeladene geladene
durch interSchichten- Schichten- KettenKettenmolekulare tur
struktur
struktur
struktur
struktur
Kräfte
Metallische Kristalle
Herkunft der pos. & neg.
Kristallgeladene
struktur
Ionen
LondonKräfte,
Dipol-DipolKräfte,
WasserstoffBrücken
Gitter kovalenter
Bindung 3d
(Riesenmolekül)
Gitterschichten
kovalenter
Bindungen
2d (Riesenmoleküle)
geladene
Gitterschichten
kovalenter
Bindungen
2d (geladene Riesenmoleküle)
Kette kovalenter
Bindungen
1d (Riesenmoleküle)
geladene
Kette kovalenter
Bindungen
1d (geladene Riesenmoleküle)
Metallische
Bindung
Bindungsart
molekular,
ionisch
intermolekular
molekular,
kovalent
in einer
Schicht:
molekular,
kovalent
zwischen
Schichten:
intermolekular
in einer
Schicht:
molekular,
kovalent
zwischen
Schichten:
molekular,
ionisch
in einer
Kette:
molekular,
kovalent
zwischen
Ketten:
intermolekular
in einer
Kette:
molekular,
kovalent
zwischen
Ketten:
molekular,
ionisch
metallisch
Zusammenhalt der
Kristallstruktur
stark (durch
elektrostatische
Kräfte)
schwach
sehr stark
durch kovalente Bindungen
in einer
Schicht:
stark
zwischen
Schichten:
schwach
stark
in einer
Kette:
stark
zwischen
Ketten:
schwach
stark
stark
Schmelzpunkt/
Siedepunkt
hoch
niedrig
sehr hoch
hoch
hoch
hoch
hoch
niedrig bis
sehr hoch
Brüchigkeit
hart und
spröde
weich
sehr hart
weich
sehr hart
weich
hart
weich bis
sehr hart
el. Leitfähigkeit
sehr gut
wenn geschmolzen/
gelöst
Wärmeleitfähigkeit
schlecht
Beispiel
Natriumchlorid
gefrorenes
Wasser
Diamant
keine oder schlecht
sehr gut
schlecht
sehr gut
Graphit
- 29 -
Glimmer
Selen
Asbest
Eisen
7 Chemische Reaktionen
7.1 Kollisionstheorie
7.2 Reaktionsgeschwindigkeit
• Reaktion: A 2X 2  2AX
⇒ Geschwindigkeit, in der AX zunimmt: v AX=
= dc AX
dt 
∆ c AX
∆t
⇒ Geschwindigkeit, in der A2 bzw. X2 abnimmt: vA =v X =
2
2
∆ cA2  ∆ c X2 
=
∆t
∆t
• Geschwindigkeitsgesetz von AX: v AX=k⋅c AX
⇒ Geschwindigkeitsgesetz muss experimentell bestimmt werden!
⇒ Geschwindigkeit proportional zur Konzentration
⇒ k ist Geschwindigkeitskonstante (abhängig von Temperatur, Druck, Aggregatzustand)
• je höher die Konzentration(en), die Temperatur, der Druck und der Aggregatzustand (fest
< flüssig < gas), desto höher die Reaktionsgeschwindigkeit
⇒ durch mehr Kollisionen der reagierenden Teilchen
• Beispiele: Reaktion 1. Ordnung: 2N2 O5 g  4NO 2 gO 2g  , v N O =k⋅c N2 O5 
2
5
Reaktion 3/2. Ordnung: CH3 CHO g  CH4 gCOg , v CH CHO =k⋅c 3 /2 CH 3 CHO 
3
Reaktion 0. Ordnung: 2N2 Og  2N2 gO 2 g , v N O=k
2
(⇒ Reaktionsordnung = Summe der Exponenten der Konzentrationsparameter)
- 30 -
7.3 Reversible Reaktionen und das chemische Gleichgewicht
7.3.1 Reversible Reaktionen
• bei geeigneten Bedingungen verlaufen Reaktionen in die eine wie in die andere Richtung
⇒ Einzelreaktionen: A 2X 2  2AX
2AX  A2 X2
⇒ Zusammengefasst: A 2X 2  2AX
7.3.2 Gleichgewichtskonstante Kc (Berechnung durch Konzentrationen)
• Gleichgewicht zwischen A2, X2 und AX erreicht, wenn vHinreaktion = vRückreaktion
⇒ alle reversiblen Prozesse tendieren zum Erreichen eines Gleichgewichts
• Annahme: Hin- und Rückreaktion verlaufen in einem Schritt
2
⇒ v Hinreaktion =k Hinreaktion⋅c A 2⋅c X 2 , v Rückreaktion =k Rückreaktion⋅c AX
⇒ da vHinreaktion = vRückreaktion gilt k Hinreaktion⋅c A2 ⋅c X 2=k Rückreaktion⋅c 2 AX
⇒ umgestellt erhält man die Gleichgewichtskonstante K c =
k Hinreaktion
c 2 AX 
=
k Rückreaktion c A 2 ⋅c X 2 
(Kc abhängig von Temperatur, Druck, Aggregatzustand)
• allgemeine Formulierung: aA + bB  xX + zZ
⇒ K c=
c x X⋅c z Z Konzentration der Produkte
=
=const. (Massenwirkungsgesetz)
c a A⋅c b B Konzentration der Edukte
⇒ Konvention: rechte Seite der Reaktion in den Zähler, linke Seite in den Nenner
⇒ Kc gibt Aufschluss, auf welcher Seite das Gleichgewicht liegt (bei großem Kc ist der
Zähler groß und liegt damit auf der rechten Seite, bei kleinem Kc auf der linken)
• K bei mehrstufigen Reaktionen: K=K1K 2...K n
7.3.3 Gleichgewichtskonstante Kp (Berechnung durch Partialdrücke)
• Gleichgewichtskonstante berechnet durch die Partialdrücke der Gase:
aA(g) + bB(g)  xX(g) + zZ(g)
⇒ Kp =
p x X⋅pz Z
(Massenwirkungsgesetz)
pa A⋅pb B
⇒ Kp =Kc⋅ R⋅T x z−a −b (hergeleitet durch das ideale Gasgesetz)
7.3.4 Das Prinzip des kleinsten Zwanges – Le Chatelier
• ein im Gleichgewicht befindliches System weicht einen Zwang aus und stellt ein neues
Gleichgewicht ein
⇒ Zwänge: Änderung von Konzentration, Temperatur, Druck
• Bsp.: bei einem Stoff auf der linken Seite wird die Konzentration erhöht
⇒ die Stoffe auf der linken Seite reagieren und bilden damit Stoffe der rechten Seite
⇒ das System weicht aus: das Gleichgewicht verschiebt sich nach rechts
- 31 -
7.4 Katalysierte Reaktionen
• unkatalysierte Reaktion: AX  AX
katalysierte Reaktion:
AKat  AKat
AKatX  AXKat
• Reaktionsenergie von un- und katalysierter Reaktion:
⇒ Reaktionsenergie geringer, dadurch schnellere Reaktion
⇒ schon kleine Mengen eines Katalysators ausreichend, da er nicht verbraucht wird
• bei reversiblen Reaktionen werden sowohl hin- als auch Rückreaktion katalysiert
⇒ Kat. hat keinen Einfluss auf das chemische Gleichgewicht
- 32 -
8 Lösungen
8.1 Definition
• Lösung = homogenes Gemisch
• Lösungsmittel/Lösemittel = Komponente mit dem größten Mengenanteil
gelöste Stoffe = übrigen Komponenten
• Möglichkeiten der Lösungszusammensetzung:
Aggregatzustand der
Lösung
Aggregatzustand der
Substanz 1
Aggregatzustand der
Substanz 2
Beispiel
gas
gas
gas
Luft
flüssig
flüssig
gas
Sauerstoff im Wasser
flüssig
flüssig
flüssig
Alkohol in Wasser
flüssig
flüssig
fest
Salz in Wasser
fest
fest
gas
Wasserstoff in Palladium
fest
fest
flüssig
Quecksilber in Silber
fest
fest
fest
Zink-Kupfer-Legierung
8.2 Lösen von chemischen Bindungen
8.2.1 Löslichkeit und Konzentration
• Mischverhältnisse bei Gasen immer beliebig, bei manchen Feststoffen und Flüssigkeiten
auch beliebig
• Löslichkeit = max. Stoffmenge die in einer bestimmten Menge der Lösung (stabil)
enthalten sein kann (abhängig von Druck, Temperatur und Lösemittel)
• Konzentration = Menge des gelösten Stoffes in einem bestimmten Volumen der Lösung
⇒ kleine Menge: verdünnte/ungesättigte Lösung
⇒ große Menge: konzentrierte Lösung
⇒ Menge entspricht Löslichkeit: gesättigte Lösung
⇒ Menge ist Größer als die Löslichkeit: übersättigte Lösung (metastabil)
• Berechnung Stoffmengenkonzentration einer Lösung in mol/l bezogen auf 1 Liter Lösung:
c=
n
V
(auch „molar“ genannt ⇒ 2 mol/l=2−molar )
8.2.2 Der Auflösungsprozess
• Auflösung durch intermolekulare Kräfte
• Voraussetzung: intermolekulare KräfteSubstanz 1 ≈ intermolekulare KräfteSubstanz 2 (≈ Kraft der
Ionenbindung ionischer Substanzen)
⇒ polare Substanzen lösen sich nur in polaren Lösungsmitteln; unpolare Substanzen
lösen sich nur in unpolaren Lösungsmitteln (Ähnliches löst Ähnliches)
⇒ unlösbare Stoffe: kovalente Bindungen (da intermolekulare Kräfte nie größer als Kraft
der kovalenten Bindung)
- 33 -
• Bsp.: Wasser löst NaCl
⇒ H2O-Molekül dockt mit der dem Ion entgegengesetzten
Ladungsseite an das Ion an
⇒ Ladung des Ions ausgeglichen
⇒ kein Zusammenhalt mehr im Ionengitter (abdriften in die Lösung)
8.3 Reaktionen in wässrigen Lösungen
8.3.1 Metathese-Reaktionen
• generelle Form: ABCD  ADBC
⇒ An- und Kationen tauschen ihre Partner
⇒ häufige Reaktionsart in wässrigen Lösungen
• Arten von Metathese-Reaktionen (detailliertere Erklärung durch reale Beispiele)
Bildung eines
schwer löslichen
... Feststoffs (fällt aus,
Niederschlag)
... Gases
... Elektrolyts
Gesamtreaktion
AgNO3(aq) + NaCl(aq) →
AgCl(s) + NaNO3 (aq)
2 HCl(aq) + Na2S(aq) →
H2S(g) + 2 NaCl(aq)
HCl + NaOH → H2O + NaCl
Ionengleichung
Ag+(aq) + NO3-(aq) +
2 H+(aq) + Cl-(aq) + 2
Na+(aq) + Cl-(aq) → AgCl(s) Na+(aq) + S2-(aq) → H2S(g)
+ Na+(aq) + NO3-(aq)
+ 2Na+(aq) + 2Cl-(aq)
Netto-Ionengleichung
Ag+(aq) + Cl-(aq) → AgCl(s) 2 H+(aq) + S2-(aq) → H2S(g) H+ + OH- → H2O
H+ + Cl- + Na+ + OH- → H2O
+ Na+ + Cl-
• Netto-Ionen-Gleichung bringt zum Ausdruck, wenn man eine beliebige Lösung mit Ag+Ionen und eine beliebige Lösung mit Cl--Ionen mischt, festes AgCl entsteht (erstes Bsp.)
• Elektrolyt = Stoff, der in wässriger Lösung Ionen bildet
⇒ schwache Elektrolyte: Wasser H2O, schwache Säuren (z.B. Essigsäure CH3CO2H,
salpetrige Säure HNO2), schwache Basen
⇒ starke Elektrolyte: starke Säuren (z.B. Salzsäure HCl, Salpetersäure HNO3,
Schwefelsäure H2SO4), starke Basen, Salze
8.3.2 Oxidationszahlen
• bei ungebundenen Atomen: Oxzahl = 0
• bei Ionen: Oxzahl = Ionenladungszahl
• bei ionengebundenen Molekülen: Oxzahl = Ionenladungszahl
⇒ NaCl: OxzahlNa = +1, OxzahlCl = -1
• bei kovalent gebundenen Molekülen: alle Bindungs- e- werden dem elektronegativeren
Atom zugewiesen
• bei gleichen kovalent gebundenen Atomen (bzw. ähnliche EN): Oxzahl = 0
• Summe bei Molekülen ist gleich der Summe Ionenladungszahl des Moleküls
• Spezialfälle:
OxzahlF = -1 (da elektronegativstes Element)
OxzahlO = -2 (meistens); bei Peroxiden -1
OxzahlH = +1 bei Verb. mit Nichtmetallen (HCl); -1 bei Metallhydriden (MgH2)
- 34 -
8.3.3 Redox-Reaktionen
• Oxidation: einem Atom werden e- entzogen ( e- -Donator)
⇒ Erhöhung der Oxidationsstufe/-zahl ⇒ „positiver“
Reduktion: einem Atom werden e- zugeführt ( e- -Akzeptor)
⇒ Verringerung (Reduzierung) der Oxidationssufe/-zahl ⇒ „negativer“
• Betrag der Oxidation muss gleich dem Betrag der Reduktion sein
• Ausgleich von Ionenladungen/Anzahl O- und H-Atome durch H+-Ionen (bei sauren
Lösungen) und OH--Ionen (bei basischen Lösungen) sowie H2O
• Oxidationsmittel: Substanz, die e- aufnimmt
⇒ Substanz, bei dem sich die Oxidationszahl verringert (sie selbst wird reduziert)
⇒ bewirkt damit die Oxidation beim Reaktionspartner
Reduktionsmittel: Substanz, der e- entzogen werden
⇒ Substanz, bei dem sich die Oxidationszahl erhöht (sie selbst wird oxidiert)
⇒ bewirkt damit die Reduktion beim Reaktionspartner
• Disproportionierung: ein Element wird gleichzeitig reduziert und oxidiert (aus einer
Verbindung entstehen 2 Produkte)
Komproportionierung: zwei gleiche Elemente reagieren zu einer Verbindung und werden
dabei gleichzeitig reduziert und oxidiert
• Vorgehensweise zum Lösen von Redoxreaktionen
1. Bestimmung der Oxidationszahlen
2. Zerlegen in Reduktions- und Oxidationsprozess
3. Anzahl der aufgenommenen bzw. abgegebenen Elektronen bestimmen
4. KGV der Elektronen bestimmen und ausgleichen
5. Ladungsausgleich sowie H- und O-Ausgleich durch OH- oder H3O+ (bzw. H+)
⇒ bei pH < 7 keine OH- auf Eduktseite
⇒ bei pH > 7 keine H3O+ auf Eduktseite
- 35 -
• Beispiele:
- 36 -
9 Einige chemische Verfahren (Redoxprozesse)
9.1 Industrielle Abgasreinigung
• Rauchgasentstickung (DENOX-Verfahren):
2
−3
0
⇒ 4 N O4 N H 3O 2  4 N 26 H 2 O (Komproportionierung)
6 NO4NH 3  5 N2 6 H2 O
• Rauchgasentschwefelung:
−2
6
H2 S 2 O2  H 2 S O4
H 2 SO 4CaOH 2  CaSO42H2 O
9.2 Technische Gewinnung von Schwefel aus Erdgas
• Komproportionierungsreaktion: 2H2 SSO2  3 S2 H2 O
• mit reinem Schwefel ist eine Weiterverarbeitung zu Schwefelsäure möglich
9.3 Technische Gewinnung von Aluminium
• Rohstoff = Bauxit (AlOOH, FeOOH, SiO2, TiO2, Spuren Ga)
• aus 4.5 kg Bauxit gewinnt man etwa 2 kg AlO2, und daraus 1 kg A
9.4 Technische Gewinnung von Kupfer
• Eigenschaften von Kupfer: chemisch beständig, sehr gut wärme- und elektrisch leitfähig
• Gewinnung von Rohkupfer im Reduktionsofen: CuSC2 O 2  CuSO2 CO2
[ 2 SO2O 2  2 SO 3   H2 SO 4  ]
⇒ anschließend: elektrolytische Reinigung, das Elektrolyt ist die selbst hergestellte
Schwefelsäure
- 37 -
10 Säuren und Basen
10.1 Definitionen
10.1.1 Das Arrhenius-Konzept
• Säure: Stoff, der in wässriger Lösung H+(aq)-Ionen bildet (genauer H3O+-/Oxonium-Ion)
Bsp.: H 2 Ol HClg   H 3 O+ aqCl - aq  bzw. HCl  H +Cl- (Netto-Ionengl.)
⇒ einprotonige Säuren (können nur 1 H-Atom/Molekül abgeben)
⇒ mehrprotonige Säuren (können mehr als 1 H-Atom/Molekül abgeben)
• Base: Stoff, der in wässriger Lösung OH-(aq)-Ionen bildet
Bsp.: NaOH  Na+OH- (Netto-Ionengl.)
• amphoter: Verbindungen, die sowohl saure als auch basische Eigenschaften haben
⇒ Bsp. mehrprotonige Phosphorsäure:
H3PO4
sauer
H2PO4amphoter
2HPO4
amphoter
3PO4
basisch
• Stärke der Säure/Base: abhängig, in welchem Ausmaß sie im Wasser dissoziiert
⇒ starke Säure/Base dissoziiert vollständig,
+
⇒ schwache Säuren/Basen dissozieren teilw.: NH3  aqH2 Ol  NH3 aqOH aq
(Reaktion ist reversibel, es stellt sich ein Gleichgewicht ein)
• Neutralisation: durch Vermischung von Säure und Base
Bsp. Bariumhydroxid (Ba(OH)2) und Salzsäure (HCl) → Bariumchlorid (BaCl2) und
Wasser: Ba2+ aq2OH-  aq2H+ aq2Cl- aq  Ba2+ aq2Cl- aqH2 Ol
(Ionengl.) bzw. H+ OH-  H2 O (Netto-Ionengl.)
⇒ es entsteht ein Salz, BaCl2 (Kation von der Base, Anion von der Säure)
• Nachteil des Konzepts: Beschränkung auf wässrige Lösungen
10.1.2 Das Bronsted-Lowry-Konzept
• Säure: Stoff, der Protonen abgeben kann (Protonendonator)
• Base: Stoff, der Protonen aufnehmen kann (Protonenakzeptor, Hydroxidionendonator)
⇒ ein Teilchen verfügt über ein einsames e- -Paar, woran ein H+-Ion andocken kann
• Säure-Base-Reaktion ist damit eine Übergabe von Protonen
+
Bsp.: NH3 aqH2 Ol  NH4 aq OH aq 
(NH3 = H-Donator, damit Säure, H2O = H-Akzeptor, damit Base)
⇒ Reaktion ist reversibel, die Rollen des H-Donators und H-Akzeptors werden vertauscht
⇒ Hinreaktion: Säure wird zur Base und Base wird zur Säure (umgekehrtes bei Rückr.)
⇒ 2 „konjugierte Säure-Base-Paare“ (H2O und OH- bzw. NH3 und NH4+)
• amphoter: Stoffe, die sowohl als Säuren sowie als Basen auftreten können (starke Säuren
wie HCl z.B. nicht amphoter)
- 38 -
• Stärke der Säure/Base: Tendenz Protonen abzugeben (Säure)/aufzunehmen (Base)
⇒ starke Säure/Base dissoziiert vollständig,
schwache Säuren/Basen dissozieren teilw.
⇒ je stärker eine Säure desto schwächer ihre konjugierte Base,
je stärker eine Base desto schwächer ihre konjugierte Säure
• Neutralisation: konjugierte Säure (Säure und H2O) und konjugierte Base (Base und H2O)
bilden H2O: H 3 O+ OH-  H 2 OH 2 O (Netto-Ionengl.)
• erweitert Arrhenius´ Theorie
10.1.3 Das Lewis-Konzept
• Base: Stoff, der Teilchen (Atome/Moleküle/Ionen) aufnehmen kann
⇒ ein Teilchen verfügt über ein einsames e- -Paar, mit dem eine kovalente Bindung zu
einem anderen Teilchen geknüpft werden kann ( e- -Paar-Donator)
• Säure: Stoff, der Teilchen abgeben kann
⇒ ein Teilchen kann sich an das e- -Paar eines Basenteilchens unter Bildung einer
kovalenten Bindung anlagern ( e- -Paar-Akzeptor)
• damit besondere Art der Erklärung von Säuren und Basen, erweitert die anderen beiden
Konzepte
10.1.4 Mit Bezug auf Redox-Reaktionen
• Säure = Oxidationsmittel (Elektronenakzeptor)
• Base = Reduktionsmittel (Elektronendonator)
⇒ Säure-Basen-Reaktionen sind Redoxreaktionen
10.2 Säuren- und Basen-Gleichgewichte
10.2.1 Das Ionenprodukt des Wassers und der pH-Wert
• Massenwirkungsgestz des Wassers: H2 O  H+ OH⇒ K c=
(bzw. auch: H3O+ und OH-)
c H+ ⋅c OH-
(Kc sehr klein, Gleichgewicht liegt auf linken Seite)
c 2 H2 O 
• Vereinfachung: in reinem Wasser und in verdünnten Lösungen gilt
c(H2O) = const. ≈ 55,5 mol/L
⇒ vorige Gleichung umgestellt: K c⋅c 2 H2 O=c H + ⋅c OH- 
⇒ da c(H2O) = const. ist: Kc⋅c 2 H2 O=const.=K W
⇒ K W=c H + ⋅c OH-  (Ionenprodukt des Wassers)
- 39 -
• Ionenprodukt von reinem Wasser bei 25 °C: K W=1,0⋅10−14 mol2 /L 2
⇒ da in reinem Wasser c H + =c OH-  , folgt für die Konzentrationen für H+ und OH-:
c 2 H+ =c 2 OH- =1,0⋅10−14 mol2 /L 2
c H + =c OH- =1,0⋅10−7 mol/L
• wird Säure in Wasser gelöst erhöht sich die Konzentration der H+-Ionen und verringert
sich die Konzentration der OH--Ionen
⇒ c H+ 1,0⋅10−7 mol/L , c OH-1,0⋅10−7 mol/L
wird eine Base in Wasser gelöst, verhält es sich umgekehrt
⇒ c H+ 1,0⋅10−7 mol/L , c OH-1,0⋅10−7 mol/L
• statt der Zehnerpotenzen werden pH-, pOH-Wert und pKw-Wert gebildet (einheitenlos)
⇒ pH=−lg cH+  , pOH=−lg cOH -  bzw. pK W =−lg K W
⇒ pHpOH=pK W =14
• pH-Wert von „normalen“ Wasser: pHW = 7 (durch Eigendissoziation des Wassers)
• pH- und pOH-Werte mit echten Beispielen:
- 40 -
10.2.2 Die Säuren- und Basendissoziationskonstante
Säuren (Essigsäure)
Was passiert
wird teilweise in Wasser dissoziiert
+
Reaktionsgleichung CH3 CO2 H  H CH3 CO2
(Massen(vollständig: CH3 CO2 HH2 O 
wirkungsgesetz)
H 3 O+ CH3 CO-2 )
Verdeutlichung der
Dissoziationskonstanten
durch
schwache
Säuren/Basen
Gleichgewicht
(Vereinfachung:
c(H2O) = const.)
Formel
verallgemeinert
cH+ ⋅c CH3 CO-2
=K
c CH3 CO2 H⋅c H2 O
NH3 H 2 O  NH+4 OH-
+
-
cNH 4⋅c OH 
=K
c NH3 ⋅c H2 O
+
-
c NH+4 ⋅c OH- 
=K⋅cH2 O
c NH3 
c H ⋅cCH 3 CO2 
=const.=KS
cCH 3 CO2 H
+
-
c NH4 ⋅c OH 
=const.=KB
c NH3 
HA  H +A -
A -H 2 O  HAOH
cH ⋅cCH 3 CO2 
=K⋅c H2 O
cCH 3 CO2 H
KS=
cH + ⋅cA -
c HA
pK S=−lg KS
Zusammenhang
Basen (Ammoniak)
KS⋅KB =
+
-
-
cHA ⋅cOH- 
cA - 
pK B=−lg KB
KB=
cH + ⋅c A -  cHA ⋅cOH- 
+
−14
2
2
⋅
=cH ⋅c OH =K W=10 mol /L
c HA
c A - 
pK SpK B=pK W=14
cCH 3 CO-2 
=
c0 CH 3 CO2 H
cCH3 CO2
=
cCH 3 CO2 HcCH 3 CO-2 
=
Prozentualer Dissoziationsgrad
allgemein
pH- und pOHWert
schwacher
Säuren/Basen
wenn schwache
Säure/Base und
ihre konjugierte
Base/Säure im
Stoffmengenverhältnis 1:1 stehen
pH ≈ ½pK S−lg c0 
pH = pKS
(Herleitung bei Pufferlösungen)
+
=
pOH ≈ ½pK B−lgc 0
pOH = pKB
10.3 Indikatoren
• organische Farbstoffe, deren Farbe in Lösungen vom pH-Wert abhängt
• einige Beispiele:
- 41 -
+
cNH 4
c NH4 
=
c0 NH 3 c NH3 cNH+4
10.4 Pufferlösungen
• halten pH-Wert konstant, auch wenn Säuren (z.B. durch CO2 aus der Luft) oder Basen
(z.B. durch Verunreinigung des Gefäßes) in begrenzter Menge dazu gegeben werden
• Pufferlösungen enthalten relativ hohe Konzentrationen einer schwachen Säure und ihrer
konjugierten Base (auch korrespondierendes Salz genannt); außerdem ist die
Konzentration der Säure und die ihrer konjugierten Base 10000de Male größer als die
Konzentration der H+-Ionen bzw. OH--Ionen
Bsp.: CH3 CO2 H  H+ CH3 CO-2 (Essigsäure-Acetat-Pufferlösung)
⇒ KS =
c H+ ⋅c H3 CO-2 
c H3 CO2 H
⇒ wenn schwache Säure und ihre konjugierte Base im Stoffmengenverhältnis 1:1 stehen:
c H3 CO-2 
KS =c H+ ⋅
=c H + ⋅1=c H+ =1,8⋅10 -5 mol/L
c H3 CO2 H
pKS =−lg K S=−lg c H+ =pH
• Zugabe einer Säure (H+-Ionen) in begrenztem Maß zu der Pufferlösung:
Reaktion der H+-Ionen mit einigen Molekülen aus dem großen Vorrat der konjugierten
Base zu der Säure  H+ CH3 CO-2  CH 3 CO2 H 
⇒ zugesetzte H+-Ionen verschwinden, der ph-Wert bleibt dadurch konstant (nur das
Gleichgewicht verschiebt sich geringfügig, wodurch sich der pH-Wert etwas ändert)
• Zugabe einer Base (OH--Ionen) in begrenztem Maß zu der Pufferlösung:
Reaktion der OH--Ionen mit einigen Molekülen aus dem großen Vorrat der Säure zu der
konjugierten Base  CH3 CO 2 H  H + CH3 CO -2 
⇒ zugesetzte OH--Ionen verschwinden, der ph-Wert bleibt dadurch konstant (nur das
Gleichgewicht verschiebt sich geringfügig, wodurch sich der pH-Wert etwas ändert)
• Herstellung einer Pufferlösung mit maßgeschneiderten pH-Wert:
HA  H+ A KS =
c H+ ⋅c A- 
cA -
=c H+ ⋅
c HA 
c HA 
c  HA
c H+ =KS⋅
c  A- 
pH=pKS −lg
c HA 
c A- 
(Henderson-Hasselbach-Gleichung)
1 c HA  10

wirksamer Puffer, wenn 10 
1
c A - 
- 42 -
10.5 Säure-Base-Titration
10.5.1 Titration einer starken Säure mit einer starken Base
• Titration von Salzsäure und Natronlauge
c HCl =c NaOH=0,1 mmol/ mL , VHCl=V NaOH=50L :
1. (gelöste) Salzsäure befindet sich in einem Behälter
⇒ pH = 1
2. Hinzugeben von Natronlauge
⇒ H+- und OH--Ionen reagieren zu Wasser: H+ OH-  H2 O
⇒ Konzentration der H+-Ionen sinkt, pH steigt
⇒ Cl-- und Na+-Ionen bleiben gelöst (Kochsalzlösung mit Überschuss an Cl--Ionen)
3. Aquivalenzpunkt (= Wendepunkt) wird erreicht
⇒ Salzsäure neutralisiert, Kochsalzlösung
⇒ H+-Ionen nur noch durch Eigendissoziation des Wassers vorhanden
⇒ pH = 7
4. weitere Hinzugabe von Natronlauge
⇒ weitere H+- und OH--Ionen reagieren zu Wasser
⇒ außerdem: überschüssige OH--Ionen
⇒ Cl-- und Na+-Ionen bleiben gelöst (Kochsalzlösung mit Überschuss an Na+-Ionen)
⇒ pH steigt weiter auf pH ≈ 12,5
- 43 -
10.5.2 Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base
• Titration von Essigsäure und Natronlauge
c CH 3 CO 2 H=c NaOH=0,1mmol/ mL , VCH CO H =VNaOH =50 L :
3
2
1. reine Essigsäure befindet sich im Behälter c 0 CH3 CO 2 H=0,1 mmol/mL
⇒ Gleichgewicht: CH3 CO2 H  H+ CH3 CO-2
⇒ pH = 2,87
2. Hinzugeben von Natronlauge
⇒ H+- und OH--Ionen reagieren (teilweise) zu Wasser: H+ OH-  H 2 O
⇒ OH--Ionen der Natronlauge greifen Essigsäure an:
CH3 CO2 HOH-  CH3 CO -2H2 O
⇒ Konzentration der H+-Ionen sinkt, pH steigt
⇒ Essigsäuremoleküle, Acetat- und Na+-Ionen sind in der Lösung enthalten
⇒ PUFFERLÖSUNG (daher die Kurve), pH=pKS −lg
c CH3 CO 2 H
c  CH3 CO -2
3. Aquivalenzpunkt wird erreicht
⇒ Essigsäure vollständig neutralisiert, reine Natriumacetat-Lösung (schwache Base)
pH=14−pOH ≈ 8,72
⇒ pOH ≈ ½pK B−lg c 0 
4. weitere Hinzugabe von Natronlauge
⇒ weitere H+- und OH--Ionen reagieren zu Wasser
⇒ außerdem: überschüssige OH--Ionen
⇒ Acetat- und Na+-Ionen bleiben gelöst
⇒ pH steigt weiter auf pH ≈ 12,5
- 44 -
10.5.3 Titration einer starken Säure mit einer schwachen Base
• Prinzip gleich der Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base:
10.5.4 Besonderheiten der Säure-Base-Titration
• Beeinflussung des der KS-Wertes
• Titration einer mehrprotonigen Säure
der Säure:
(Phosphorsäure, H3PO3):
10.5.5 Volumetrische Analyse durch Titration
• dient zu quantitativen Mengenbestimmung einer Substanz
• Lösung1 (V1 = bekannt, c1 = bekannt): in Bürette mit Hahn
Lösung2 (V2 = bekannt, c2 = gesucht): Erlenmeierkolben
• Lösung1 wird hinzu gegeben, bis Reaktion Endpunkt erreicht hat
(Äquivalenzpunkt, zum Beispiel durch Indikator)
⇒ aus verbrauchten V1 aus der Bürette kann c2 berechnet werden
- 45 -
11 Elektrochemie und dazugehörige Verfahren
11.1 Grundlagen
• eigentl.: alle chem. Reaktionen sind elektrischer Natur
• ist Lehre von Redoxvorgängen, speziell im Zusammenhang mit elektrischer Energie
• el. Strom = Fluss von frei beweglicher el. Ladung ( e- z.B. in Metallen, Ionen z.B. bei
Elektrolyse/Galvanische Zelle)
⇒ in Elektrolyten (gelöste Ionen) oder geschmolzenen Salzen (Ionenb.)
• Anode = Elektrode, die e- aufnimmt (Elektronenakzeptor); an ihr findet immer eine
Oxidationsreaktion statt
⇒ positiv bei el. Verbrauchern
⇒ negativ bei el. Erzeugern
• Anion = negativ geladen (zur Anode wandernd)
• Kathode = Elektrode, die e- abgibt (Elektronendonator); an ihr findet immer eine
Reduktionsreaktion statt
⇒ negativ bei el. Verbrauchern
⇒ positiv bei el. Erzeugern
• Kationen = positiv geladen (zur Kathode wandernd)
11.2 Elektrolyse
11.2.1 Elektrolyse von geschmolzenem Natriumchlorid mit 2 inerten Elektroden
• inert = Elektroden reagieren nicht mit
• Aufbau:
- 46 -
• Funktionsweise:
⇒ Na+ (Kationen) wandern zur Kathode und nehmen ein e- auf (werden oxidiert):
Na+ le -  Nal
⇒ Cl- (Anionen) wandern zur Anode und geben ein e- ab (werden reduziert) und gehen
anschließend in den Gaszustand über:
2 Cl- l  2 Clg2 e2 Clg  Cl2 g
bzw.: 2 Cl l  Cl2 g2 e
⇒ an der Kathode entsteht flüssiges Natrium und an der Anode steigt Chlorgas auf
⇒ Vorgang nur solange möglich, bis Vorrat an Na+ und Cl- aufgebraucht ist
⇒ Elektrolytflüssigkeit bleibt die ganze Zeit neutral, da stets AnzahlNa l=AnzahlCl l
+
-
⇒ Gesamtreaktion: 2 NaCl l  2 NalCl2 g
• ist Herstellungsverfahren von Natrium und Chlor (geht auch bei anderen Metallen wie K)
11.2.2 Elektrolyse von Natriumsulfat in wässriger Lösung mit 2 inerten Elektroden
• Natriumsulfat = Na2SO4
• Aufbau:
• Funktionsweise
⇒ Na+ (Kationen) wandern zur Kathode, SO42- (Anionen) wandern zur Anode
⇒ Eigendissoziation des Wassers: H 2 O  H+ OH- (geringe Konzentration, aber
diese Ionen werden viel leichter entladen!)
⇒ Kathode:
2 H 2 O l  2 H+ aq2 OH- aq 
+
2 H aq2 e  H2 g
bzw.: 2 H 2 O l2 e  H2 g2 OH aq
⇒ H+-Ionen werden durch weitere Eigendissoziation des Wassers nachgeliefert, die OH-Ionen wandern Richtung Anode
⇒ Anode:
2 H2 O l  2H+ aq2 OH- aq
2 OH aq   ½ O2 gH2 Ol2e
+
bzw.: 2 H 2 O l  ½ O 2 g2 H aq2 e
⇒ OH--Ionen werden durch weitere Eigendissoziation des Wassers nachgeliefert, die H+Ionen wandern Richtung Kathode
⇒ in der Mitte begegnen sich H+- und OH--Ionen und reagieren zu Wasser
- 47 -
• ist Herstellungsverfahren für Wasserstoffgas und reinem Sauerstoff (auch in reinem
Wasser möglich)
11.2.3 Elektrolyse von Natriumchlorid in wässriger Lösung mit 2 inerten Elektroden
• ähnlich der Elektrolyse von Natriumsulfat in wässriger Lösung
• Funktionsweise:
⇒ Na+ wird an der Kathode nicht entladen sondern H+-Ionen; an der Anode wird das Clentladen
⇒ an der Kathode entsteht Wasserstoffgas, an der Anode Chlorgas
⇒ die Lösung geht in eine Lösung aus Na+- und OH--Ionen über (Natriumhydroxid)
⇒ Gesamtreaktion: 2 H2 O l  2H 2 gO 2 g
• ist Herstellungsverfahren für Wasserstoff, Chlorgas und Natriumhydroxid
11.2.4 Elektrolyse von Kupfer(II)-sulfat-Lösung mit 2 Kupferelektroden
• Aufbau:
• Funktionsweise:
⇒ Kathode: Cu2+(aq) wird zu Cu(s) reduziert Cu2+ aq2 e -  Cus
⇒ Anode: Cu(s) wird zu Cu2+(aq) oxidiert Cus   Cu2+ aq2e • ist für elektrolytische Raffination von Rohkupfer (Rohkupfer = Anode), Silber wird auf
gleiche Weise gereinigt, Versilberung/Vergoldung findet ebenfalls so statt (zu
versilbernder/vergoldender Gegenstand = Kathode)
- 48 -
11.3 Galvanische Zelle
• ist Umwandlung von chemischer Energie in elektrische Energie
⇒ Umkehrung der Elektrolyse
• allgemeines Prinzip am Beispiel Zink-Kupfer:
(Daniell-Zelle)
⇒ räumlich getrennte Zelle in 2 Halbzellen durch poröse Wand, durch die nur SO42--Ionen
durchkommen (dient nur zum besseren Verständnis)
⇒ Anodenhalbzelle: Zn-Anode, ZnSO4-Lösung
⇒ Kathodenhalbzelle: Cu-Kathode, CuSO4-Lösung
⇒ Verbindung der Elektroden durch el. leitenden Draht:
- 49 -
• Funktionsweise:
1. Zinkstab wird in Lösung getaucht
⇒ Zn-Atome werden gelöst, die Valenzelektronen bleiben jedoch im Metall, daher
kommen mehr Zn2+-Ionen in die Lösung
⇒ im Zinkstab ist ein e- -Überschuss, er ist negativ geladen, die Zn2+-Ionen sind
positiv geladen und werden vom Zinkstab angezogen, was der weiteren
Auflösung entgegenwirkt; ein Gleichgewicht stellt sich ein
⇒ Reaktion: Zns  Zn 2+ aq2 e- (Hinreaktion: Oxidation)
2. Kupferstab wird in Lösung getaucht
⇒ gleiches passiert, allerdings nicht so stark, da Kupfer weniger leicht oxidierbar ist
(elektrochemische Spannungsreihe, s. unten)
⇒ Reaktion: Cus   Cu2+ aq2 e - (Hinreaktion: Oxidation)
3. die 2 Stäbe (Elektroden) werden durch einen Draht verbunden
⇒ da der Zinkstab negativer ist, fließen e- vom Zinkstab zum Kupferstab
⇒ Zn2+-Ionen werden vermehrt gebildet: Zns  Zn2+ aq2 e- (Oxidation)
⇒ Cu2+-Ionen werden vermehrt vom Kupferstab angezogen und setzen sich dort ab:
Cu2+ aq2 e -  Cus (Reduktion)
4. Ionenwanderung in der Lösung
⇒ um den Zinkstab ist jetzt ein Überschuss an positiver Ladung, wodurch die
SO42--Ionen von ihm angezogen werden; in der Cu-Kathode hingegen ist ein
Überschuss an negativer Ladung (Elektronen) wodurch die SO42--Ionen von ihm
abgestoßen werden
⇒ Cu2+-Ionen aus der CuSO4-Lösung wandern Richtung Kathode, da sonst ein
Überschuss an SO42--Ionen entstehen würde; sie werden an der Cu-Kathode
reduziert
⇒ da die e- aus dem Zinkstab entfernt werden, werden die Zn2+-Ionen auch nicht
mehr von ihm angezogen; sie wandern von ihm weg, da um ihn ein Überschuss an
Zn2+-Ionen entsteht
⇒ Zn2+- und Cu2+-Kationen wandern Richtung Cu-Kathode und SO42--Anionen
wandern Richtung Zn-Kathode
⇒ Stromfluss außerhalb der Zelle durch den Draht durch e- , innerhalb durch Ionen
⇒ chemische Energie aufgebracht, wenn Cu2+-Ionen aus der Kathoden-Lösung
aufgebraucht sind (vollständig reduziert) bzw. wenn die Zn-Anode vollständig oxidiert
wurde (Anodenlösung: ZnSO4, Kathoden-Lösung: H2O)
⇒ als Gesamtreaktion kann man angeben: ZnsCu2+  aq  Zn 2+ aqCus 
- 50 -
• die Funktion der porösen Wand kann auch eine Salzbrücke übernehmen:
⇒ SO42--Ionen in der Kathodenlösung übergeben ihre e- an die Salzbrücke
⇒ die Salzbrücke übergibt auf der anderen Seite in der Anodenlösung die e- Zn2+-Ionen
11.4 Elektrochemische Spannungsreihe
• gibt Aufschluss, wer e- -Akzeptor und wer e- -Donator ist
0
• willkürliche Festlegung: Norm-Wasserstoff-Elektrode hat U =0,00V
0
• wenn eine Elektrode U 0 V hat, ist sie der Pluspol (Kathode), wenn die Norm-
Wasserstoff-Elektrode die andere Elektrode (Anode) ist
0
wenn U 0 V ist diese Elektrode die Anode gegenüber der Norm-Wasserstoff-Elektrode
0
0
• Berechnung des Potentials: U=UKationen−U Anionen (Verluste durch Widerstand unbeachtet)
0
0
• um eine Elektrolyse durchführen zu können, muss diese Spannung U=U Kathode −U Anode
(plus Verluste) aufgebracht werden
• Spannungsreihe:
• Oxidationsmittel nimmt e- auf und wird selbst reduziert
⇒ je positiver das dazugehörige Normalpotential ist, desto stärker oxidierend wirkt es
⇒ stärkstes Oxidationsmittel: F
• Reduktionsmittel gibt e- ab und wird selbst oxidiert
⇒ je negativer das dazugehörige Normalpotential ist, desto stärker reduzierend wirkt es
⇒ stärkstes Reduktionsmittel: Li
- 51 -
11.5 Anwendungen der Elektrochemie
11.5.1 Korrosionsschutz
• Fe rostet in Anwesenheit von H2O und O2:
⇒ als Gesamtreaktion kann man sagen: 4Fe s 3 O2 g  2Fe 2 O3 s
⇒ kleine Galvanische Zelle (Stromfluss im Eisen, Elektroden sind kurzgeschlossen)
⇒ „Rostfraß“ erfolgt dort, wo die Fe2+-Ionen in die Lösung übergehen (anodischer
Bereich)
⇒ Rostbildung zwischen anodischen und kathodischen Bereich
• Korrosionsschutz z.B. durch Schutzüberzüge wie Fett, Lack, oder andere Metalle, die
Zutritt von Luft und Wasser verhindern
• Korrosionsschutz mit Opferanode (Opferanode wird stärker oxidiert als das Eisen, sie ist
unedler):
- 52 -
11.5.2 Batterien und Akkumulatoren
11.5.2.1 Zink-Kohle-Batterie
• Aufbau
• Funktionsweise
1. Zink löst sich (etwas) in der NH3Cl- und MnO2-Lösung: Zns  Zn2+ aq2 e(Anodenreaktion)
2. wenn der Stromkreis geschlossen wird, löst sich Zink weiter auf, außerdem kommen
e- am Kohlestab an
3. Mangan(IV)oxid kann ein e- aufnehmen, anschließend reagiert es mit Wasser:
MnO2H 2 Oe -  MnOOHOH- (Kathodenreaktion)
4. weiterhin reagieren die Zn2+-Ionen mit dem Amoniumionen
⇒ Gesamtreaktion: Zn2 MnO2 2 NH4 Cl  2MnOOH[Zn NH3 2 ]Cl2
11.5.2.2 Alkali-Mangan-Batterie
• Beispiele:
4
3
• Gesamtreaktion: Zn2 Mn O2 H2 O  ZnO2 Mn OOH
- 53 -
11.5.2.3 Blei-Säure-Akkumulator
• Aufbau
⇒ Blei-Anode
⇒ mit Blei(IV)oxid beschichte Blei-Kathode (eigentlich ein Gitter)
⇒ Elektrolyt = Schwefelsäure H2SO4(aq)
• Funktionsweise
1. Sulfat-Ionen der Lösung reagieren mit der Blei-Anode:
PbsSO 24 aq  PbSO4 s2 e (Anodenreaktion)
⇒ die Blei-Anode wird damit negativ geladen
2. Anode und Kathode werden elektrisch leitend verbunden
3. die Schwefelsäure reagiert mit dem Blei(IV)oxid der Kathode, sobald dort evorhanden sind: PbO 2 s 4 H+SO 24 aq2 e  PbSO 42 H 2 O (Kathodenr.)
⇒ Gesamtreaktion (entladen): PbPbO 22 H2 SO 4  2 PbSO4 2 H2 O
⇒ beim Laden (durch Anlegen einer Gegenspannung) laufen alle Reaktionen genau
umgekehrt ab, Gesamtreaktion: 2 PbSO4 2 H2 O  PbPbO2 2 H2 SO4
⇒ Schwefelsäure wird beim entladen verbraucht und beim laden gebildet; hohe
Konzentration der Schwefelsäure bedeutet, dass der Akku geladen ist
11.5.2.4 Nickel-Metall-Hydrid-Akkumulator
• Laden
Anode: LegierungH 2 Oe-  LegierungHOHKathode: NiOH2 OH-  NiOOHH2 Oe• Entladen
1:1-Umkehrung
- 54 -
11.5.2.5 Lithium-Ionen-Akkumulator
• Aufbau und Funktionsweise
⇒ Anode: Graphit, in die Lithium-Atome eingelagert sind
⇒ Kathode: Metalloxid, das die Oxidationsstufe ändert und Li+-Ionen einlagern kann
⇒ Elektrolyt: dünne Polymermembran, die für Li+-Ionen durchlässig ist (kann überhitzt
werden u. schmelzen, wodurch explosionsartiger Kurzschluss ausgelöst werden kann)
⇒ Gesamtreaktion: Li1 −x CoO 2 Li x C 6  C6LiCoO 2
11.5.3 Brennstoffzelle
• Umwandlung der Verbrennungsenergie von Brennstoffen wie Wasserstoff,
Kohlenmonoxid oder Methan direkt in elektrische Energie mit hohem Wirkungsgrad
(theoretisch 100 %, praktisch bis 70 %)
⇒ andere Brennstoffe müssen erst in Wasserstoff umgewandelt werden:
• Aufbau (Festoxidbrennstoffzelle)
⇒ Kathode und Anode = poröse Kohle
⇒ Elektrolyt = Natrium- oder Kaliumhydroxid-Lösung
- 55 -
• Funktionsweise (Festoxidbrennstoffzelle)
1. Sauerstoff kommt durch die poröse Kathode und reagiert mit e- :
O 2 g4 e -  2 O2- (Reduktion, Kathodenreaktion)
2. Sauerstoff-Ionen bewegen sich weiter durch das Elektrolyt, wodurch Wärme entsteht
(alternativ gibt es protonendurchlässige Elektrolyte, PEM – Proton Exchange
Membrane; dadurch wandert der Wasserstoff durch das Elektrolyt)
3. Wasserstoff kommt durch die poröse Anode und wird ionisiert (als Katalysator dient
z.B. Platin): H2  2 H+ 2 e- (Oxidation, Anodenreaktion)
4. unmittelbar reagieren die H+- und O2--Ionen miteinander: 2 H+ O 2-  H2 O g
⇒ das entstandene Wasser verdampft bei der Arbeitstemp. von 80 - 100 °C
⇒ Gesamtreaktion: 2H2 gO2 g   2H 2 Og 
• mehrere solcher Zellen werden in Reihe zu „Stacks“ zusammen geschaltet:
• weitere Brennstoffzellentypen: alkalische ~ (OH- wandern), PEM ~ (H+ wandern), ...
- 56 -
12 Stoffchemie ausgewählter Elemente
12.1 Wasserstoff
12.1.1 Eigenschaften
• leichteste aller Gase, hohes Diffusionsvermögen, leichte Brennbarkeit
• Bindungstypen:
• Wasserstoffhydride:
⇒ wichtige Beispiele: LiH (Li+ H-), NaH (Na+ H-), KH (K+ H-), MgH2 (Mg2+ 2H-),
CaH2 (Ca2+ 2H-)
⇒ salzartige Hydride sind sehr reaktiv
⇒ H + H-  H 2
∆ H=−1675kJ/mol
12.1.2 Herstellungsverfahren
• aus Umsetzung von Wasser mit Metallen oder Kohlenstoff
⇒ Kohlevergasung zu Synthesegas und anschließende Konvertierung:
H2 OC  COH2 ∆ H=131 kJ
bei 830°C ist K = 1 (Gleichgewichtskonstante)
Wassergas, Synthesegas
Konvertierung: H2 OCO2 H2
400 °C

Fe-Kat.
2 H 2CO 2 ∆ H=−41kJ
anschließend: Herauswaschen des CO2 und CO mit einer Lösung binden
• Elektrolyse
⇒ von Wasser: 2H2 O  2 H2 O 2
⇒ von wässrigen NaCl (Chloralkali-Elektrolyse): 2 NaCl2 H2 O  H2NaOHCl2
- 57 -
• aus Methan oder anderen KWS
⇒ „Steam-Reforming“: CH4 H2 O
⇒ „Cracken“: RCH2 −CH3
800 °C

Ni-Kat.
hohe Temp.

CO3 H2
RCH =CH2 H2
• Labormethoden
⇒ z.B. aus Säuren mit Metallen: Zn2 HCl  H 2ZnCl2
• Photosynthese
1. Photon regt LHC an (wird eingefangen)
2. Energie wird zum Chlorophyll übertragen
3. Chlorophyll spaltet Wasser: H2 O  O 24 H +4 e 4. e- folgt Elektronentransportkette (Z-Schema)
⇒ ATP (Energie für den Organismus) wird freigesetzt
• Biologische Wasserstoffproduktion durch Modifizierung der Photosynthese (Vision)
⇒ Photosynthese: H 2 OCO2
⇒ modifiziert: H 2 O
Enzyme

Enzyme

1 /nCH2 O nO 2
H2 O 2 (von Hydrogenasen: 2 H+ 2 e -  H2 und
Nitrogenasen: H210 H+ 8 e-  2 NH 4H2 )
12.1.3 Verwendung von Wasserstoff
• Kohleverflüssigung (Bergiusverfahren, 1940er): Kohle
H2

500 °C, 700 bar, Fe-Kat.
KWS
• Kohlenoxid-Hydrierung (Fischer-Tropsch-Verfahren):
COH 2
Druck und Temperatur

Fe-, Co-, Zn-, Cr-, Rh-Kat.
KWS,Alkohole
• Hydroformylierung (Otto Reolen, Ruhrchemie, 1930): „Addition von CHO zum H“
RCH=CO2COH2
Druck und Temperatur

HCo CO4
RCH2 CH 2 CHO oder zu RCHCH3 (Oxoreaktion)
|
CHO
Kat.
• Hydrierung von Alkenen, z.B. Fetthärtung: R2 C=CR 2H 2  R 2 HC−CHR 2
• Ammoniaksynthese (Haber-Bosch-Verfahren): N 23 H 2
Druck und Temperatur

Fe-Kat.
2NH 3
⇒ hoher Druck/Temp. nötig um die Dreifachbindung des N2 (über 900 kJ/mol) zu lösen
• Entf. von Schwefelverbindungen aus dem Erdöl: RSHH2
• als Energieträger (z.B. Brennstoffzelle)
• als Brenngas:
2 H2O 2  2 H2 O ∆ H=−572 kJ/ mol
- 58 -
Druck und Temperatur

Kat.
H2 SRH
Knallgasreaktion (Explosion):
• Verwendung von Wasserstoffhydriden:
12.2 Alkalimetalle
12.2.1 Welche sind die Alkalimetalle?
• Elemente: allgemein M
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Lithium
Natrium
Kalium
Rubidium
Caesium
Francium
• Vorkommen: in verschiedenen Verbindungen in der Erdkruste
12.2.2 Eigenschaften
• Standardkonfiguration:
• dadurch: leicht ionisierbar und haben stabile Kationen in der Edelgaskonfiguration
(einfach, positiv geladen):
• M sind starke Reduktionsmittel
- 59 -
• Tendenzen von niedriger in höhere Perioden
⇒ molare Masse nimmt zu
⇒ Siede- und Schmelztemperatur nehmen zu
⇒ Dichte nimmt zu
• Herstellung von Natrium: (Schmelzfluss)elektrolyse
12.2.3 Typische Reaktionen
• mit Sauerstoff
• Hydrolyse
4 LiO 2  2Li 2 O (Lithiumoxid)
Li2 OH 2 O  2 LiOH
2 NaO 2  Na2 O 2 (Natriumperoxid)
Na2 O2 2 H2 O  2NaOHH2 O 2
KO2  KO 2 (Natriumperoxid)
2 KO2 2 H2 O  2KOH2HO 2
RbO 2  RbO2 (Rubidiumperoxid)
2 HO2  O 2H 2 O 2
CsO 2  CsO 2 (Caesiumperoxid)
• Flammenfärbung beim Verbrennen:
⇒ Voraussetzung: möglichst feuchtes Alkalisalz
⇒ Reaktion: M+ X -  MX ∆ H0 (Aktivierungsenergie)
MX  MX ∆ H≪ 0
⇒ Flammenfärbung durch Anregung des Atoms nach/während der Reaktion
• weiteres: Natrium reagiert mit feuchter Luft, mit Chlor und löst sich in Ammoniak
12.3 Kohlenstoffgruppe
12.3.1 Was ist die Kohlenstoffgruppe?
• Elemente: allgemein E
C
Si
Ge
Sn
Pb
Kohlenstoff
Silizium
Germanium
Zinn
Blei
• in kovalenten Verbindungen
- 60 -
12.3.2 Eigenschaften
• Standardkonfiguration:
• Anionen E4- spielen keine Rolle
Kationen E2+:
Kationen E4+ (selten in „freier“ Form):
• Tendenzen von niedriger in höhere Perioden
⇒ Ionisierungsenergie nimmt ab
⇒ Elektronenaffinität nimmt ab
12.3.3 Herstellungsverfahren und Verwendung von Kohlenstoff
• Industriediamanten-Herstellung: CGraphit
50 - 100 kbar, 1500 - 2000°C

Fe-, Co-, Ni-, Mn-, Cr-Kat.
CDiamant 
• Verwendung von Graphit:
(Si zum Einsatz in Solarzellen)
• Herstellung von Kohlenstoffruß
⇒ Reaktion: Cx H y y /4 O 2  x Cy/2 H 2 O
z.B. bei Verbrennung von reinem Methan: CH4 O2  C2 H2 O
⇒ Verwendung in Autoreifen (Gummiruße), Farben/Druckerschwärze (Pigmentruße) und
für Adsorption (Spezialruße) verwendet
- 61 -
• Erzeugung von heißen Flammen zum Schweißen durch Carbid/Acetylen bzw. Ethin (auch
als organische Synthese eingesetzt:
CaO3 C
2500 °C

CaC 2 CO ∆ H=−465 kJ/mol
CaC 2H2 O  CaOC 2 H2 , C2 H 2 entspricht HC ≡ CH
12.3.4 Kohlenstoffoxide
• einige Reaktionen:
Boduard-Gleichgewicht für die letzte Reaktion:
• Kohlenmonoxid-Synthese (Wassergas)
⇒ entsteht bei unvollständiger Verbrennung
⇒ entsteht bei Verbrennungen bei hohen Temperaturen
⇒ wird gezielt hergestellt: CH2 O  COH2 ∆ H=−619 kJ/mol
• Verwendung von Synthesegas (CO + H2)
⇒ Methanolsynthese: 2H2 CO  H 3 C−OH
⇒ Essigsäuresynthese
⇒ Polymethylensynthese
⇒ Methanisierung
⇒ Fischer-Tropsch-Verfahren (Umsetzung von Synthesegas in flüssige KWS)
⇒ Homologisierung
⇒ CO wird auch als Reduktionsmittel verwendet (Metallurgie)
• Kohlendioxid ist sehr stabil:
CO 2  CO½ O 2 ∆ H=173 kJ/ mol
⇒ Zerfall bei 1200 °C liegt bei 0,03 %, bei 2600 °C 52 %
- 62 -
• Eigenschaften von CO2
⇒ erhältlich als Trockeneis (-78 °C) = Kühlmittel,
⇒ als verflüssigtes Gas in Stahldruckflaschen erhältlich (Getränkeindustrie)
⇒ Reinigung: K 2 CO3 CO2 H2 O
abkühlen

2 KHCO 3

erhitzen
• Entstehung von CO2
⇒ bei Verbrennungsprozessen
⇒ beim Kalkbrennen: CaCO3  CaOCO2
⇒ bei Gärungsprozessen (Wein, Bier)
⇒ bei Säurebehandlung von Carbonaten: CaCO32 HCl  CaCl2 H2 OCO2
• Kohlen(stoff)säure/Carbonate: CO22H2 O  H 2 CO 3
⇒ mehrprotonige Säure: H 2 CO 3  HCO -3  CO23 (alles im Mineralwasser enthalten)
⇒ H 2 CO 3 ist an sich stabil, wird aber in Wasser zersetzt (Autokatalyse)
⇒ 1 L H2O löst bei 20 °C 0,9 L CO2-Gas
12.3.5 Kohlenwasserstoffe
• Überblick über einfache KWS:
- 63 -
• die ersten 10 unverzweigten Alkane:
⇒ Schreibweise: C4H10,
, H 3 C−CH 2−CH2 −CH 3 od. CH3CH2CH2CH3
• KWS-Fraktionen des Erdöls
⇒ Erdöl ist wichtiger Rohstoff für organische Verbindungen und Materialien
12.3.6 Methanhydrat
• ist Methan, das in gefrorenem Wasser eingelagert ist (vollständig
umschlossen, „Einlagerungsverbindung“)
• auf 1 mol Methan kommen 5,75 mol Wasser
⇒ CH4⋅5,75H2 O
• 1 L festes CH4⋅5,75H2 O enthält eine Methanmenge, die bei
Normbedingungen 168 L einnimmt
⇒ bei Raumtemp. entweicht Methan und kann angezündet
werden („brennendes Eis“)
• Bildung von CH4⋅5,75H2 O aus Wasser und Methangas ab
einen Druck von 20 bar und bei Temp. von 2 bis 4 °C
⇒ ab 190 m Meerestiefe
- 64 -
12.3.7 Verbindungstypen der organischen Chemie – Funktionelle Gruppen
- 65 -
12.3.8 Silizium
• nach Sauerstoff das häufigste Element der Erdkruste und kommt stets oxidisch vor
• Herstellung im Elektroofen:
⇒ SiO 2C  SiOCO
SiO2C  SiCCO
SiOSiC  2 SiCO
⇒ Gesamtreaktion: SiO 22 C
1800 °C

Si2 CO
∆ H=690 kJ/mol
• Herstellung im Labor: 3 SiO 34 Al  3 Si2 Al2 O 3 ∆ H=−619 kJ/mol
• Herstellung von hoch reinem polykristallinen Halbleitersilizium:
1. Stufe, Rohsilizium: SiO 22 C  Si2 CO
2. Stufe, Trichlorsilan: Si3HCl  HSiCl3 H 2
∆ H=690 kJ/mol
∆ H=−218 kJ/mol
3. Stufe, polyk. Reinstsilizium: 4 HSiCl 32 H 2  3 SiSiCl48HCl ∆ H=690 kJ/ mol
• Silikate können amorphe und viele verschiedene kristalline Strukturen annehmen
12.4 Chalkogene
12.4.1 Was sind Chalkogene?
• übersetzt: Erzbildner
• Elemente: allgemein Y
O
S
Se
Te
Po
Sauerstoff
Schwefel
Selen
Tellur
Polonium
12.4.2 Eigenschaften
• Standardkonfiguration:
• Anionen Y2- (Chalkogenid-Ionen):
• Tendenzen von niedriger in höhere Perioden
⇒ Elektronenaffinität nimmt ab
⇒ Oxidationskraft nimmt ab
- 66 -
12.4.3 Peroxide
• Sauerstoffgewinnung aus Peroxiden
⇒ reversible Bildung von O2: BaO 2
500 °C
 BaO½ O2

700 °C
⇒ katalytische Zersetzung: H 2 O 2  H2 O½ O 2
• Gewinnung von Wasserstoffperoxid
⇒ früher: BaO2 H 2 SO4  H 2 O2 BaSO 4
⇒ heute nach Anthrachinon-Verfahren: H 2O 2
• Verwendung von Wasserstoffperoxid:
12.4.4 Ozon
• Strukturformel:
- 67 -
Chinone

H2 O 2
• Gewinnung im Siemens'schen Ozonisator (≈ 3000 V)
⇒ Reaktionsgleichung: 3 /2 O 2  O 3 ∆ H=143 kJ/mol
• Eigenschaften:
⇒ endotherme Substanz
⇒ explosiv
⇒ stark oxidierend
16
2
• UV-Lichtabsorption des Ozons ( 1DU=2,69⋅10 Moleküle/ cm )
• Abbau der Ozonschicht durch FCKWs (* = Radikal):
1.
CF 2 Cl2 Photon  CF2 Cl*Cl*
2.
Cl* O3  ClOO 2
3.
2 ClO  Cl2 O 2  Cl2O 2
4.
Cl2Photon  2 Cl*
5. Vorgang wiederholt sich
• Sommersmog (Photosmog, Ozonsmog, L.A.-Smog) = bodennahe hohe Ozonkonz.
⇒ bodennahe, bei wärmeren Wetter
⇒ Abhängigkeit: cO3 =K⋅
cNO 2 
⋅Strahlungsintensität
c NO 
⇒ außerdem wird Bildung von O3 durch KWS begünstigt, da diese unter
Sonneneinwirkung NO zu NO2 umwandeln
- 68 -
12.4.5 Schwefel
12.4.5.1 Der Reinstoff
• Erhitzen von Schwefel: zunächst leicht bewegliche gelbe Flüss. (S8-Ringe)
⇒ ab 160 °C: beginnende Öffnung der Ringe zu Sn-Ketten, Polymerisation (braun bis
schwarz)
⇒ zw. 200 und 444 °C nimmt Viskosität wieder ab (kürzere Ketten)
⇒ ab 444 °C: Siedepunkt, S8 → S6 → S4 → S2 (Kondensation von S8 an kälteren
Bereichen)
⇒ Entzündung bei Luftkontakt: SO2  SO2
12.4.5.2 Schwefeldioxid
• Herstellung von Schwefeldioxid aus Natriumsulfit und Salzsäure:
Na2 SO 3 2 HCl  2NaClH2 OSO 2
• Bleichwirkung von SO2 durch reduktive Entfärbung (SO2 wirkt als Reduktionsmittel)
• Verwendung von Schwefeldioxid:
• Schwefel(IV)oxid (SO2) ergibt mit Wasser eine Säure: SO2g H 2 Ol   H 2 SO3 aq 
12.4.5.3 Schwefeltrioxid
• Formen:
a)
b)
c)
monomer
trimer
polymer
- 69 -
• Auftreten: trimer, in den Zuständen flüssig und gasförmig auch monomer
• in Gegenwart von Feuchtigkeit: polymer
12.4.5.4 Schwefelsäure
• Formel: H2SO4, schweflige Säure: H2SO3
• Eigenschaften
⇒ farblos
⇒ geruchslos
⇒ unbrennbar
⇒ in jedem Verhältnis mit Wasser mischbar (beim Vermischen kommt es zur Erwärmung,
was Verspritzen verursachen kann; „erst das Wasser dann die Säure, sonst ...“)
• Herstellung aus Schwefel:
• Verwendung:
- 70 -
12.5 Halogene
12.5.1 Was sind Halogene?
• übersetzt: Salzbildner
• Elemente: allgemein X
F
Cl
Br
I
At
Flour
Chlor
Brom
Iod
Astat
Vorkommen:
Flussspat CaF2
Meersalz NaCl, Sylvin KCl
als Begleitelement
in Meeresalgen, im Chilesalpeter Ca(IO3)2
nur in Spuren
• andere, natürliche, mineralische Vorkommen: in Rotalgen, in Erbsen
12.5.2 Eigenschaften
• Standardkonfiguration:
• dadurch: hohe Elektronenaffinität und haben stabile Anionen (Halogenid-Ionen) in der
Edelgaskonfiguration (einfach, negativ geladen):
• X2 sind starke Oxidationsmittel
• Dihalogen-Moleküle (Gase):
1 Å = 10-10 m
- 71 -
12.5.3 Herstellungsverfahren
• Herstellung von Fluor aus der Elektrolyse von Flussspat CaF2:
⇒ zunächst Reaktion von CaF2 mit Schwefelsäure: 2 CaF2 H 2 SO4  2 CaSO 42HF
⇒ Eigendissoziation des HF: HF  H+ F⇒ Anodenreaktion: 2F-  F2 2 e⇒ Kathodenreaktion: 2 H+ 2 e -  H 2
⇒ Gesamtreaktion: 2 HF  H2 F2 ∆ H=542 kJ/mol
• Herstellung von Chlor aus der Elektrolyse von Natriumchlorid NaCl
⇒ in der Lösung sind Na+ und Cl--Ionen gelöst
⇒ Anodenreaktion: 2 Cl-  Cl22 e ⇒ die Membran in der Mitte lässt nur die Na+-Ionen durch
⇒ Eigendissoziation des Wassers: H 2 O  H+ OH⇒ Kathodenreaktion: 2 H+ 2 e -  H 2
⇒ im Kathodenraum bleiben OH--Ionen zurück, die sich mit den Na+-Ionen zu
Natriumhydroxid NaOH verbinden
• Technische Bromgewinnung aus Bromiden oder bromidhaltigen Chloriden (1. Reaktion):
⇒ das leichtere Halogen setzt das schwerere durch Oxidation aus seinem Halogenid frei
⇒ Oxidationskräfte:
- 72 -
12.5.4 Verwendung
• Verwendung von Chlor:
12.5.5 Typische Reaktionen
• allgemein: Halogene sind Salzbildner
⇒ reagieren mit Metallen zu Metallhalogeniden (z.B. Kochsalz NaCl)
• Iod-Stärke-Reaktion (Stärkenachweis):
⇒ Iod lagert sich in das Stärke-Molekül ein
⇒ Licht wird absorbiert, die Lösung erscheint dunkelblau bis schwarz
12.5.6 Halogenwasserstoffsäuren
12.5.6.1 Allgemein
• Lösen in Wasser: HXH2 O  H 3 O + aqX- aq
• Säure
pKS
HF
+3,2
schwache Säure
HCl
-6,1
HBr
-8,9
HI
-9,3
starke Säure
⇒ HF = schwache Säure, wegen der starken HF-Bindung nur leichte Dissoziation von
etwa 8%, die Bindungsstärke dominiert also
• Säuresärke-Trends/-Vergleich:
- 73 -
12.5.6.2 Chlorwasserstoff
• technische Herstellung bei der Chlorierung von Kohlenwasserstoffen:
C n Hn2Cl2  Cn Hn1 ClHCl g
⇒ Chlorierung einer unreaktiven Verbindung macht sie dadurch für weitere Reaktionen
zugänglich
• Herstellung im Labor: H 2 SO4 CaCl 2  CaSO4 2 HClg 
• Nachweise: NH3HCl  NH4 Cl=NH+4 Cl- (Ammoniakchlorid, Salmiak)
HClH 2 O  Cl-H 3 O + (Säurewirkung)
-
Cl Ag
+
 AgCl (Fällung)
12.5.6.3 Sauerstoffsäuren des Chlors
• Überblick:
• Hypochlorige Säure: Cl2 H 2 O  HClHClO
⇒ Gleichgewichtsverschiebung durch Basen:
Cl22NaOH  NaClNaOCl H2 O
Bleichlauge
Cl2CaOH2  CaClOClH2 O
Chlorkalk
⇒ Hypochloride sind starke Oxidationsmittel, Einsatz als Desinfektionsmittel
• Chloroxide:
Eigenschaften von ClO2:
⇒ orangerote Farbe (Kristalle bei -76 °C, Flüss. bei 10 °C)
⇒ gelbgrünes Gas
⇒ explodiert beim erwärmen, durch Schlag oder durch Reaktion mit oxidierbaren Stoffen
⇒ gut löslich in Wasser
⇒ Einsatz als Desinfektionsmittel
- 74 -
• Vorteile von ClO2 gegenüber Cl2 als Desinfektionsmittel
⇒ bakterizide Leistungsfähigkeit ist bei pH-Werten zw. 4 und 10 verhältnismäßig konstant
⇒ bei Zerstörung von Sporen, Bakterien, Viren u.a. Krankheitserregern ist ClO2 überlegen
⇒ es benötigt eine niedrigere Kontaktzeit
⇒ es hat eine höhere Löslichkeit
⇒ mit hohen ClO2-Konzentrationen ist keine Korrosion verbunden, wodurch die
Instandhaltungskosten verringert werden
⇒ es reagiert nicht mit NH3 oder NH4+
⇒ es zerstört Phenole
⇒ es ist geruchsneutral
⇒ es entfernt Eisen- und Manganverbindungen besser, besonders bei komplexen
Verbindungen
- 75 -
13 Anhang
13.1 Formelsammlung (benötigter Ausschnitt)
13.1.1 Orbitalmodell
• max. Elektronenanzahl pro Hauptschale =2n2
13.1.2 Thermodynamik
• in 22,415 l Molvolumen sind N A=6,022⋅10 23 Teilchen (Avogadro-Konstante)
• ideales Gasgesetz:
p⋅V
R=8,314510 J /K⋅mol (ideale Gaskonstante)
T =n⋅R=const. mit
13.1.3 Säuren und Basen
• K W=c H+ ⋅c OH- 
• pH=−lg cH+  , pOH=−lg cOH-  , pK W =−lg K W
• pH≈ ½ pK S−lg c 0 , pOH ≈ ½pK B−lg c 0 
• pHpOH=pK W =14
• K S=
c H+ ⋅c  A-  pK =−lg K
S
S
,
c HA
• K B=
c HA ⋅c OH-  pK =−lg K
B
B
,
c A- 
• KS⋅KB =
c H + ⋅c A-  c HA ⋅c OH- 
⋅
=c H+ ⋅c OH- =KW =10−14 mol2 /L 2
c HA
c A 
• pKS pKB=pK W =14
• Puffer: pKS =−lg K S=−lg c H+ =pH
pH=pKS −lg
c HA 
c A- 
- 76 -
13.2 Periodensystem der Elemente
13.3 Zusätzliche Tabellen u.a. Informationen
• Beispiele für schwache Säuren:
- 77 -
• Beispiele für schwache Basen:
• Gleichgewichtskonstanten verschiedener Säuren:
• einige Säure-Base-Paare:
- 78 -
13.4 Ausgelassen Themen
...allgemein
• Themen/Dinge, die mir bereits klar waren, die noch von der Schule hängen geblieben
sind und die ich sofort verstanden habe und/oder ich kein Sinn dahinter sah diese
aufzuschreiben. Daher hat dieses Skript auch keinen Anspruch auf Vollständigkeit!
• Seminarreferate (die wichtigen Themen sind allerdings hier wiederzufinden)
...in der PPT-Präsentation
• Spezialfälle (Kapitel 3, Folie 29-37)
• Nernst'sche Gleichung (Kapitel 4, Folie 30)
• Vanadium-Redox-Batterie (Kapitel 4, Folie 38)
• Charge-Transfer-Komplexe (Kapitel 5, Folie 31)
• Tendenzen von Halogenwasserstoffen (Kapitel 5, Folie 33)
• Kohlenstoff-Alotrope (Kapitel 5, Folie 74)
• CVD-Diamant-Beschichtungen (Kapitel 5, Folie 75)
• Wichtige Kohlenstoff-Stickstoff-Verbindungen (Kapitel 5, Folie 86)
• Hybridisierung (Kapitel 5, Folie 92)
• Isomere (Kapitel 5, Folie 93)
• Polymere (Kapitel 5, Folie 97-99)
• Doppelkontaktverfahren zur Herstellung von Schwefelsäure (Kapitel 5, Folie 60)
• Oleum, Thiosulfate (Kapitel 5, Folie 68-71)
...im Mortimer
• Arten von Ionen (100-102)
• Hybridorbitale, Molekülorbitale, Molekülorbitale in mehratomigen Molekülen, Delokalisierte
Bindungen, Stark polare kovalente Bindungen (127-141)
• Verdampfung, Dampfdruck, Siedepunkt, Verdampfungsenthalpie, Gefrierpunkt,
Dampfdruck von Festkörpern, Phasendiagramme (170-176)
• Kristallstruktur und Kristallgitter, Kristallstrukturen von Metallen, Ionenkristalle,
Defektstrukturen, Flüssigkristalle, Nanostrukturen (180-189)
• Strukturaufklärung (191-199)
• Hydratisierte Ionen, Lösungsenthalpie, Abhängigkeit der Löslichkeit von Druck und
Temperatur, Konzentration von Lösungen, Dampfdruck von Lösungen, Gefriepunkt und
Sidepunkt von Lösungen, Osmose, Destillation, Elektrolyt-Lösung, Interionische
Wechselwirkungen in Lösungen, Kolloide Lösungen und Gele, Tenside und Mizellen (204222)
• Saure und basische Oxide, Nomenklatur von Säuren, Hydroxiden und Salzen (236-239)
- 79 -
• Konzentrationsabhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit, Zeitabhängigkeit der
Reakitonsgeschwindigkeit, Einstufige Reaktionen, Geschwindigkeitsgesetze für einstufige
Reaktionen, Reaktionsmechanismen, Temperaturabhängigkeit der
Reaktionsgeschwindigkeit (247-2..)
• Säurestärke und Molekülstruktur (285-287)
• Lösungsmittelbezogene Säuren und Basen (290-291)
• Mehrprotonige Säuren, Salze schwacher Säuren und Basen (306-311)
• Erweiterung des Säure-Base-Konzepts auf Festkörper (314-315)
• Löslichkeitsprodukt und Komplex-Gleichgewichte (319-330)
• Die freie Enthalpie, Freie Standardenthalpien, Absolute Entropien, Gleichgewicht und freie
Reaktionsenthalpie, Temperaturabhängigkeit der Gleichgewichtskonstanten (337-345)
• Stöchiometrische Gesetze bei der Elektrolyse (354-356)
• Die elektromorische Kraft (357-358)
• Freie Reaktionsenthalpie und elektromotorische Kraft, Konzentrationsabhängigkeit des
Potentials, Potenziometrische Titration, Elektrodenpotentiale und Elektrolyse (363-370)
- 80 -