Chemie

Staatsexamen
Chemie
Antiaromat:
Als Antiaromaten bezeichnet man Stoffe, die die ersten drei
Bedingungen eines Aromaten erfüllen (cyclisch, planar, konjugierte
Doppelbindungen), statt 4n+2 π-Elektronen jedoch 4n πElektronen besitzen.
Bsp.:
Cyclobutadien,
Carbeniumion:
Oxepin
positiv geladenes Kohlenstoffatom
Stabilität: Nach der Anzahl der organischen Reste unterscheidet man
primäre (+CH2R), sekundäre (+CHR2) und tertiäre Carbeniumionen
(+CR3). Wenn der Rest R eine Vinylgruppe oder
einen Arylrest (z. B. Phenylrest) darstellt, ist das
Carbeniumion mesomeriestabilisiert. Für die Einschätzung der
relativen Stabilität verschiedener Carbeniumionen sind
die mesomeren Einflüsse (M-Effekt) wichtiger als die induktiven
Effekte (I-Effekte) und die Hyperkonjugation. Ist keine
Mesomeriestabilisierung möglich, so nimmt die Stabilität der
Carbeniumionen durch den I-Effekt mit der Anzahl der Reste R von
primär zu tertiär zu.
Konfigurationsisomere:
Besitzen zwei Moleküle die gleiche Konstitution, also dieselbe
Reihenfolge in der Verknüpfung der Atome, aber einen
unterschiedlichen räumlichen Bau, so handelt es sich um
Konfigurationsisomere. Alle Stereoisomere, außer den Konformeren,
sind Konfigurationsisomere. Beispiele sind also cis-transIsomere und Enantiomere.
Valenzisomere:
Bindungsisomere (auch Valenzisomere) unterscheiden sich in der
Anzahl und/oder Position von σ- und π-Bindungen (wie etwa für
C3H4, Propadien und Propin).  Konstitutionsisomere
Pyrimidin:
Pyrazin:
Pyridazin:
1
AW
Piperidin:
Neopren:
Carbaminsäureester:
Isocyanat:
Nitrosamin:
Hydrochinon:
Fluoren:
Decalin:
Hydrazon:
Olefin:
Alken
Alken + Ozon:
2
AW
Wohl-Ziegler-Reaktion:
radikalische Bromierung von Alkenen in Allylstellung, Radikalinitiator
 Azobisisobutyronitril (AIBN)
Startreaktion:
1) Zerfall von AIBN
2) Bildung des Bromradikals
3) H-Abstraktion am Edukt
Kettenpropagation:
1) Bildung von Brom und Succinimid unter Synproportionierung des
Broms
2) Bildung des Produktes
= N-Bromsuccinimid
Maleinsäure/ Fumarsäure:
Ethylbutyrat
= Buttersäureethylester
3
AW
pKS-Werte:
Blausäure
Ameisensäure
9,4
3,7
Ziegler-Ruggli-Verdünnungsprinzip: Das Ziegler-Ruggli-Verdünnungsprinzip (auch Ruggli-ZieglerPrinzip) besagt, dass eine intramolekulare chemische
Reaktion gegenüber der intermolekularen Reaktion bei hoher
Verdünnung bevorzugt ist, da die Wahrscheinlichkeit der
intermolekularen Reaktion im Vergleich zur intramolekularen
Reaktion immer geringer wird. Es beruht darauf, dass
die Wahrscheinlichkeit, dass die Enden eines Moleküls zueinander
finden (intramolekulare Reaktion) unabhängig von der Konzentration
der Moleküle ist. Die Wahrscheinlichkeit, dass zwei verschiedene
Moleküle aufeinander treffen (intermolekulare Reaktion), nimmt
jedoch mit der Verdünnung ab.
Guanidin:
Guanin:
Adenin:
Cytosin:
Thymin:
Harnsäure:
Coffein:
4
AW
Polymorphie
= Auftreten mehrerer Kristallstrukturen bei ein und derselben
chemischen Substanz
Bsp.: Phosphor
Zinn
Calciumcarbonat
Siliciumdioxid
Allotropie
= chemisches Element tritt im gleichenAggregatzustand in zwei oder
mehr Strukturformen auf, die sich physikalisch und in ihrer
chemischen Reaktionsbereitschaft voneinander unterscheiden
= Modifikationen eines chemischen Elements
Bsp.: Kohlenstoff
Phosphor
Sauerstoff
Zinn
Schwefel
Selen
Eisen
Hydrazin:
Ozon





Borane:
Unangenehm stechender Geruch
Das Ozonmolekül ist gewinkelt gebaut
Ozon ist giftig
Ozon entsteht aus Sauerstoff bei UV-Betrahlung
Ozon kann zur Trinkwasserdesinfizierung dienen
Borane sind Borwasserstoffverbindungen (Borhydride) und
deren Derivate.
5
AW
Polyethylenglycol:
Chloral:
Lewis Säure/ Basen:
Eine Lewis-Säure ist ein elektrophiler Elektronenpaarakzeptor, kann
also Elektronenpaare anlagern. Bsp.: Verbindungen mit
unvollständigem oder instabilem Elektronenoktett, alle
Metallkationen, die als Zentralatome in chemischen
Komplexen auftreten können
Eine Lewis-Base ist dementsprechend ein Elektronenpaardonator, der
Elektronenpaare zur Verfügung stellen kann. Bsp.: Verbindungen mit
Atomen mit mindestens einem freien Elektronenpaar, das 1
Einfachbindung ausbilden kann. Bsp.:
Ammoniak, Alkene, Cyanid, Fluorid und beliebige andere
Anionen, Wasser oder Kohlenstoffmonoxid
Brönsted-Säuren




Können Anionen sein
Die korrespondierende Base ist immer auch eine Lewis-Base
Sie können Kationen sein
Sie können Neutralstoffe sein
Konzept der harten und weichen Säuren und Basen nach Pearson






„Harte Säuren verbinden sich bevorzugt mit harten Basen, weiche Säuren bevorzugt mit
weichen Basen“
Elektronegativität und Polarisierbarkeit der Teilchen wird betrachtet
Harte Säuren
geringe EN, geringe P.
H+, Na+, K+, Fe3+
Harte Basen
hohe EN, geringe P.
OH-, F-, SO42-, O2Weiche Säuren
hohe EN, hohe P.
Cu+, Ag+, I2, Fe2+
Weiche Basen
geringe EN, hohe P.
I-, SCN-, R2S
Gerichtete Bindungsarten



Atombindung
Wasserstoffbrückenbindung
Koordinative Bindung
Ungerichtete Bindungsarten


Ionenbindung
Van der Waals-Bindung
6
AW
PSE:
α-Strahlen:
bestehen aus Heliumkernen
Durchmesser von Atomen/ Atom-Ionen




Innerhalb einer Periode des PSE nimmt der Durchmesser von links nach rechts ab
Innerhalb einer Hauptgruppe des PSE nimmt er von oben nach unten zu
Bei Elektronenabgabe aus einem Atom nimmt er ab
Bei Elektronenaufnahme hin zu einem Atom-Anion nimmt er zu
Ionisierungsenergie

Nimmt im PSE von links nach rechts zu und von oben nach unten ab
 genau entgegengesetzt zum Atomradius
Elektronenaffinität





Verhält sich wie die Ionisierungsenergie
Genauso: Coulomb-Kraft (zwischen Kern und Valenzelektronen)
Bei Chlor größer als bei Fluor
Die Elektronenaffinität gehört zu den sich periodisch ändernden Eigenschaften der Elemente
innerhalb des PSE
Es handelt sich um den Energiebetrag, der bei Aufnahme eines Elektrons durch ein
Neutralatom freigesetzt oder benötigt wird
7
AW
Metallischer Charakter


Nimmt im PSE von links nach rechts ab und von oben nach unten zu
Quecksilber ist als einziges Metall bei Raumtemperatur flüssig
Gitterenergie





Ist ein Maß für die Bindungsstärke zwischen Ionen im Kristall
Ermöglicht die exotherme Bildung von Salzen aus den Elementen
Nimmt mit der Ionenladung zu
Nimmt mit kleiner werdendem Ionenradius zu
Kann über den Born-Haber-Kreisprozess ermittelt werden
Metallkomplexe





In Metallkomplexen liefern die Liganden (= Lewis-Basen) die Bindungselektronen für die
Komplexbindung
Chelatkomplexe besitzen im Vergleich zu Komplexen mit einzähnigen Liganden oft erheblich
größere Bildungskonstanten und lassen sich durch Ligandenaustausch aus Komplexen
einfacher Liganden herstellen
o Der Austausch einfacher durch mehrzähnige Liganden ist mit einer Zunahme der
Entropie verbunden
o Bei der Bildung von Chelatkomplexen auf Komplexen einfacher Liganden werden
mehr Teilchen freigesetzt, als vor der Reaktion vorhanden waren
o Die Geometrie der Komplexe wird nicht durch die Art der Liganden beeinflusst
Cis/trans-Isomerie bei Komplexen
o Planar-quadratische Komplexe
o Oktaedrische Komplexe
Elemente, die in ihren Komplexen die Oxidationsstufe +6 erreichen:
o Chrom
o Eisen
o Mangan
o Platin
Chelatkomplexe
o Die Bildung von Fünf- oder Sechsringchelaten ist besonders begünstigt
o Die Zahl der Liganden ist geringer als die Koordinationszahl des Zentralatoms
o Sie spielen eine wichtige Rolle in der Komplexometrie
o EDTA ist ein sechszähniger Chelatligand
Löslichkeiten






Sulfide:
Chromate:
Sulfate:
Hydroxide:
Carbonate:
Halogenide:
HgS < CuS < Ag2S < CdS/ PbS < ZnS < NiS < FeS < MnS
PbCrO4 < Ag2CrO4 < BrCrO4
BaSO4 < PbSO4 < CaSO4
Fe(OH)3 < Al(OH)3 < Cr(OH)3 < Fe(OH)2 < Mg(OH)2
BaCO3 < CaCO3
AgI < AgBr < AgCl < CaF2 < BaF2 < PbCl2
8
AW
LöMi-beteiligte Vorgänge




Ionisation
Dissoziation
Solvatation
Kristallisation
Sulurylchlorid




Es hat eine (verzerrt) tetraedrische Raumanordnung
Thermolyse führt zu Chlorradikalen
Hydrolyse führt zu Schwefelsäure
Es kann aus Chlor und Schwefeldioxid dargestellt werden
Chemisches Gleichgewicht








Die Geschwindigkeiten von Hin- und Rückreaktion sind gleich
Bei gasförmigen Reaktionsteilnehmern hat der Druck einen starken Einfluss auf die
Gleichgewichtslage
Reversibilität ist Voraussetzung
Die Konzentrationen der Edukte und Produkte sind konstant
Freie Enthalpie der Reaktion erreicht ein Minimum
Entropie erreicht ein Maximum
ΔG = 0
Pro Zeiteinheit entstehen ebenso viele Produkte, wie auch wieder in Edukte zerfallen

Gleichgewichtskonstante
für
aA + bB
cC + dD
Spannungsreihe (Normalpotentiale bei 25°C)







Negative Potentiale:
K/K+ < Ca/Ca2+ < Na/Na+ < Mg/Mg2+ < Mn/Mn2+ < Zn/Zn2+ < Cr/Cr3+ < Fe/Fe2+ < Cd/Cd2+ <
Ni/Ni2+ < Sn/Sn2+ < Pb/Pb2+
E0 = 0V:
H2/H+
Positive Potentiale:
Sn2+/Sn3+ < Cu/Cu2+ < Cu/Cu+ < I-/I2 < Fe2+/Fe3+ < Ag/Ag+ < Hg/Hg2+ < Pt/Pt2+ < Au/Au3+
In der Spannungsreihe werden die Redox-Paare nach ihrem Standardpotential geordnet
Die Potentiale werden auf die Standard-Wasserstoff-Elektrode bezogen
Metalle mit negativem Standardpotential bezeichnet man als unedel
Die Potentialdifferenz zwischen zwei Halbzellen wird auch als elektromotorische Kraft
bezeichnet
Metalle



Oberflächenglanz
Gute Wärmeleitfähigkeit
Abnehmende elektrische Leitfähigkeit bei steigender Temperatur
9
AW
Chemische Reaktion




Bedingungen für den freiwilligen und spontanen Ablauf
o Es darf keine kinetische Hemmung bestehen
o Sie muss exergonisch ablaufen
Kinetik
o Für Reaktionen 1. Ordnung ist die Halbwertszeit unabhängig von der
Ausgangskonzentration
o Bei Reaktionen 1. Ordnung verringert sich die Edukt-Ausgangskonzentration nach 10
Halbwertszeiten auf etwa 1 Promille
o Der radioaktive Zerfall folgt einer Reaktion 1. Ordnung
o Die Gesamtgeschwindigkeit einer Reaktion kann nicht größer sein, als die
Geschwindigkeit des langsamsten Teilschritts
o Die Arrhenius-Gleichung beschreibt die Abhängigkeit der
Geschwindigkeitskonstanten einer Reaktion von der Aktivierungsenergie und der
Temperatur
Reversibel und isotherm geführte Reaktion im geschlossenen System
o Die Entropie S ist eine Zustandsfunktion
 Für ideal kristalline Stoffe ist die Entropie am absoluten Nullpunkt gleich null
o ΔS ist gleich der mit der Umwelt ausgetauschten Wärmemenge dividiert durch die
Reaktionstemperatur (in K)
o ΔG = ΔH – T · ΔS
o ΔH ist gleich der Summe aus ΔG und T · ΔS
Wenn alle Reaktanten und Produkte gasförmig sind, kann das Stoffmengenverhältnis der
beteiligten Teilchen auch als Volumenverhältnis ausgedrückt werden


Katalysatoren
o Sie erniedrigen die Aktivierungsenergie einer Reaktion
o Sie bilden oft kurzlebige Zwischenverbindungen mit dem Substrat
o Sie erhöhen die Reaktionsgeschwindigkeit
o Sie haben keinen Einfluss auf die Reaktionsenthalpie der Gesamtreaktion
Halogenwasserstoffe






Iodwasserstoff/ Iodwasserstoffsäure
o Iodwasserstoffsäure eignet sich als Reagenz zur Spaltung von Dialkylethern
o Iodwasserstoff ist eine stärkere Säure als Fluorwasserstoff
o Iodwasserstoff ist unter Normalbedingungen gasförmig
o Bei hoher Temperatur (500°C) zersetzt sich Iodwasserstoff in die Elemente Iod und
Wasserstoff
o Iodwasserstoff ist ein stärkeres Reduktionsmittel als Fluorwasserstoff
Unter den Halogenwasserstoffen besitzt HF die größte Bindungsenergie
HCl besitzt ein größeres Dipolmoment als HI
Die Elektronegativitätsdifferenz zwischen Halogen und Wasserstoff ist bei HF am größten
Iodwasserstoff ist eine stärkere Säure als Fluorwasserstoff
Fluorwasserstoff hat einen höheren Siedepunkt als Chlorwasserstoff
10
AW
Edelgase






Helium
o Wird aus Erdgasen gewonnen
o Besitzt des tiefsten Siedepunkt aller Edelgase
o Kann keine stabilen, isolierbaren chemischen Verbindungen mit anderen Elementen
bilden
Kommen in der Natur vor
Kommen in elementarer Form nur atomar vor
Alle Edelgase treten als Bestandteile der Luft auf
Von allen Edelgasen in der Luft weist Argon die höchste Konzentration auf
Argon ist ein oft verwendetes Schutzgas
Wasserstoff




Ist das im Weltall am häufigsten vorkommende Element
Entsteht bei der Umsetzung von Zink mit Salzsäure
Ist – in molekularer Form – eine extrem schwache Säure
Bildung von molekularem Wasserstoff (H2) aus atomarem Wasserstoff (H·)
o Die H2-Bildung ist ein exothermer Prozess
o Aus paramagnetischem H· wird diamagnetischer H2
o Das Energieniveau des bindenden Molekülorbitals in H2 ist niedriger als das
Energieniveau des 1s-Atomorbitals im H·
o Die Bindungselektronen besitzen antiparallelen Spin (Pauli-Prinzip)
Halogene



In der Gruppe der Halogene Fluor, Chlor, Brom, Iod nimmt
o Der Schmelzpunkt vom Fluor zum Iod zu
o Der Kovalenzradius vom Fluor zum Iod zu
o Die 1. Ionisierungsenergie vom Fluor zum Iod ab
o Die Elektronegativität vom Fluor zum Iod a
o Das Standardpotential Halogen/Halogenid vom Fluor zum Iod geringere positive
Werte an
Bilden alle Salze
Chlor
o Ausgangsprodukte/ Methoden
 Anodische Oxidation von Chlorid
(2 Cl- Anode (Wasser) Cl2)
 Umsetzung von Salzsäure mit Braunstein
(4 HCl + MnO2
Cl2 + MnCl2 + 2 H2O)
 Umsetzung von Chlorkalk mit Salzsäure
(2 HCl + CaCl(OCl)
Cl2 + CaCl2 + H2O)
 Katalytische Oxidation von HCl mit Luftsauerstoff
(4 HCl + O2 Katalysator 2 Cl2 + H2O)

11
AW
Calciumhydrogencarbonat (Ca(HCO3)2)

Ursache temporärer Wasserhärte
Hydroxylamin




Es ist eine Brönsted-Base
Es ist ein amidentes Nucleophil
Es ist eine schwächere Säure als Salpetrige Säure
Mit Aldehyden bilden sich Oxime
Metalloxide

Mit überschüssiger konzentrierter NaOH-Lösung glatt löslich
o ZnO
o As2O3
Kohlendioxid





Schwerer als Luft
Sein Dipolmoment beträgt null
Es ist isoelektrisch mit dem Azid-Ion
Seine gesättigte wässrige Lösung reagiert sauer
Es kann im wässrigen Milieu zur Auflösung von Calciumcarbonat führen
Alaun:
KAl(SO4)2 · 12 H2O
Spinell:
CoAl2O4
Erdalkalimetalle und ihre Verbindungen








Der Betrag der Hydratationsenergie nimmt mit der Größe des Erdalkali-Ions ab
Die Wasserlöslichkeit der Erdalkalisulfate nimmt mit zunehmender Kationengröße ab
Magnesiumhydroxid ist eine schwächere Base als Bariumhydroxid
Calciumcarbonat ist im Unterschied zu Calciumhydrogencarbonat schwer löslich
Calciumfluorid ist schwer wasserlöslich
Die Löslichkeit der Hydroxide nimmt mit steigender Kernladungszahl zu
Die Löslichkeit der Carbonate nimmt mit steigender Kernladungszeit ab
Die thermische Beständigkeit der Carbonate nimmt mit steigender Kernladungszeit zu
Nucleophile Substitution am Aromaten


Sie kann als Additions-Eliminations-Reaktion oder als Eliminations-Additions-Reaktion
ablaufen
Am Benzenring steigern Substituenten mit Elektronen ziehenden Eigenschaften die
Reaktivität
Optische Reinheit:
Quotient aus der gemessenen spezifischen Drehung eines
Enantiomerengemisches und der spezifischen Drehung des reinen
Enantiomers
12
AW
Radikalreaktionen





Radikalische Halogenierung von Propan
o Bei hoher Temperatur (ca. 600°C) entsteht ein Produktgemisch aus 1-Chlorpropan
und 2-Chlorpropan etwa im Verhältnis 3:1 [Sieden-Sonnenlicht-Seitenkette]
o Bei 25°C enthält das Produktgemisch mehr 2-Chlorpropan als statistisch zu erwarten
ist
o Intermediär spaltet ein Chloratom ein Wasserstoffatom vom Propan ab
o Primäres und sekundäres C-Radikal unterscheiden sich in ihrer Stabilität
Bei einer radikalischen Addition (AR) an ein unsymmetrisches Alken erhält man das AntiMarkovnikov-Produkt
Eine Radikalreaktion wird durch sogenannte „Radikalstarter“ initiiert
Die radikalische Seitenkettenhalogenierung aromatischer Alkylverbindungen erfolt in
Anwesenheit von UV-Licht
Tertiäre Alkyl-Radikale werden aus den entsprechenden Kohlenwasserstoffen leichter
gebildet als primäre Alkyl-Radikale
Addition von Brom an Alkene



Die Reaktion wird durch Entfärben der Bromlösung sichtbar
Die Bildung der Dibromverbindung aus der Zwischenstufe ähnelt der nucleophilen
Ringöffnung von Epoxiden
Symmetrische Akene liefern – abhängig von ihrer Konfiguration – Racemate oder mesoVerbindungen
Nomenklatur



IUPAC-Nomenklatur
o Acetessigsäureethylester
Ethyl-3-oxobutanoat
3-Oxobutansäureethylester
Pentandisäure
Heptandisäure
H2S2O4
H2S2O8
o Glutarsäure
o Pimelinsäure
o Dithionige Säure
o Peroxodischwefelsäure
Trivialnamen
o HgS
Zinnober
o Na2SO4 · 10 H2O
Glaubersalz
o NaNO3
Chilesalpeter
o CaCO3
Kreide
o MgSO4 · 7 H2O
Bittersalz
Substitutive Nomenklatur (Substituenten im Präfix)
o –NO
o –F
o –OCH3
o –SCH3
13
AW
Alkalimetalle








Caesium komm nicht elementar in der Natur vor
Die Schmelzpunkte der Metalle nehmen mit wachsender relativer Atommasse ab
Die ionisierungsenergie nimmt vom Lithium zum Caesium hin kontinuierlich ab
Die Hydratationsfähigkeit der Kationen sinkt vom Lithium zum Caesium hin kontinuierlich ab
Sie sind starke Redukationsmittel
Sie bilden an feuchter Luft Hydroxide
Sie haben ein niedriges Ionisierungspotential
CsClO4 ist in Wasser sehr schwer löslich
Nitrierung von Aromaten




Unter „Nitriersäure“ versteht man eine Mischung aus konzentrierter Salpeter- und
Schwefelsäure
Als nitrierendes Argens dient normalerweise das Nitryl-Ion NO2+
Bei der Nitrierung von Nitrobenzen stellt der Aromat das Nucleophil dar
Die Nitrierung von Aromaten ist in der Regel irreversibel
Halbacetal:
Acetal:
Entsteht beim Erwärmen eines Ketons in wasserfreiem Methanol in
Gegenwart von katalytischen Mengen HCl
Ketal:
Reaktionsprodukt eines Ketons mit einem mehrwertigen Alkohol
Vicinales Diol:
An zwei benachbarten C-Atomen sitzt jeweils eine OH-Gruppe
Lacton:
Molekül in dem eine Esterbindung zwischen einer Hydroxy- und
einer Carboxygruppe desselben Moleküls aufgebaut wird, sodass
unter Kondensation ein Ring entsteht
Phenolether:
14
AW
Tetrahydroisochinolin:
Resorcin:
pKB-Werte:
Pyridin
Methylamin
Ammoniak
Anilin
8,8
3,3
4,7
9,3
Sulfonamid:
Diazoverbindung:
R1R2C=N2
Azoverbindung:
Hydroxamsäure:
[Tautomerie]
Thionthiolcarbonsäure:
Hydrolyse




Aminal
Amin + Keton
Lactam
Aminosäure
Hydroxamsäure
Carbonsäure + Hydroxylamin
β-Ketoester
Keton + Alkohol + CO2
Aminal:
Halbaminal:
15
AW
Lactam:
Molekül, das eine Amid-Bindung zwischen einer Amino- und
einer Carboxygruppe desselben cyclischen Moleküls enthält
Zucker


α-D-Glucose und β-D-Glucose
o bilden mit Phenylhydrazin das gleiche Osazon
o sind Diastereomere
o sind Anomere
o stehen in wässriger Lösung miteinander im Gleichgewicht
D-Glucose
o Glucose bildet in wässriger Lösung durch Mutarotation Anomere
o Die cyclische Form mit sechsgliedrigem Ringsystem wird als Glucopyranose
bezeichnet
o Glucose ist epimer zu Galactose
Löslichkeitsprodukt (Salze)




Ist das Produkt der Konzentrationen A+ und B- in der Lösung eines Salzes der
Zusammensetzung AB kleiner als das Löslichkeitsprodukt, so liegt keine gesättigte Lösung
vor
Das Löslichkeitsprodukt ist von der Temperatur abhängig
Ein Salz der allgemeinen Zusammensetzung AB kristallisiert aus einer Lösung aus, wenn das
Produkt der Konzentrationen von A+ und B- das Löslichkeitsprodukt überschreitet
Das Löslichkeitsprodukt von NaCl in Wasser wird durch gleichionige Zusätze, z.B. durch
Zugabe von HCl, erniedrigt
Lösungsmittel



LöMi, die zur Autoprotolyse befähigt sind
o Flüssiges Ammoniak
o Wasserfreie Schwefelsäure
o Eisessig
o Methanol
Interes LöMi für Umsetzungen mit Lithiumaluminiumhydrid
o Diethylether
Vergleich: Diethylether  Ethanol
o Ethanol hat den höheren Siedepunkt
o Ether ist in Wasser schlechter löslich
o Ethanol bildet leichter Wasserstoffbrücken aus
16
AW
Aminosäuren









Basische Aminosäuren
o Arginin
o Lysin
 Das Lysin-Anion kann 3 Protonen aufnehmen
 L-Lysin besitzt die (S)-Konfiguration
 Das einfach positiv geladene Lysin-Kation besitzt eine Carboxylat-Funktion
 Decarboxylierung liefert ein Pentan-1,5-diamin
o Hydroxylysin
o Ornithin
o Citrullin
Neutrale, unpolare Aminosäuren
o Glycin
o Alanin
o Valin
o Leucin
o Isoleucin
Neutrale, polare Aminosäuren
o Serin
o Threonin
Saure Aminosäuren
o Asparaginsäure
o Glutaminsäure
Amide
o Asparagin
o Glutamin
Aromatische Aminosäuren
o Phenylalanin
o Tyrosin
o Tryptophan
o Histidin
Heterocyclische Aminosäuren
o Prolin
o Hydroxyprolin
Schwefelhaltige Aminosäuren
o Cystein
o Cystin
o Methionin
Aminosäuren mit Chiralitätszentrum
o Glutamin
o Histidin
o Leucin
o Cystein
17
AW
Orbitale



Werden durch 3 Quantenzahlen charakterisiert
o Hauptquantenzahl n
o Nebenquantenzahl l
o Magnetquantenzahl m
o Spinquantenzahl s gibt Spin der Elektronen im Orbital an
Sind Orte hoher Aufenthaltswahrscheinlichkeit der Elektronen
Können nach dem Pauli-Prinzip maximal 2 Elektronen aufnehmen
Schwefelwasserstoff/ Sulfide/ Schwefelverbindungen









Schwefelwasserstoff kann aus Sulfiden wie FeS mit Salzsäure in Freiheit gesetzt werden
Arsen(III)- und Quecksilber(II)-Ionen lassen sich auch ins stark saurer Lösung (pH < 1) als
Sulfide ausfällen
Schwefelwasserstoff besitzt reduzierende Eigenschaften, beispielsweise gegenüber
Sauerstoff und Chlor
Schwefelwasserstoff wird auch als Sulfan bezeichnet
Säuert man Lösungen von Alkalipolysulfiden an, so bilden sich als Zerfallsprodukte
Schwefelwasserstoff und Schwefel
Schweflige Säure ist eine zweibasige Säure
Durch Kochen von Natriumsulfit-Lösung mit Schwefel gewinnt man Natriumthiosulfat
Peroxomonoschwefelsäure lässt sich zu Schwefelsäure und H2O2 hydrolysieren
Das monomere Gasmolekül SO3 stellt geometrisch ein planares, gleichseitiges Dreieck dar
Stickstoff/ Stickstoffverbindungen




Die thermische Zersetzung von Ammoniumnitrat liefert N2O
Stickstoffdioxid reagiert mit Wasser zu einem Gemisch von HNO2 und HNO3
Beim Erhitzen konzentrierter wässriger Ammoniumnitrit-Lösung entsteht N2
Bei der Einwirkung halbkonzentrierter Salpetersäure auf metallisches Kupfer entsteht aus
HNO3 hauptsächlich NO
Königswasser




Bei der Herstellung von Königswasser entstehen Chlor und Nitrosylchlorid
In Königswasser werden Silber und Gold oxidiert
Es wird aus 1 Teil konzentrierter Salpetersäure und 3 Teilen konzentrierter Salzsäure
hergestellt
Königswasser löst Quecksilbersulfid
Alkalimetalle



Natrium wird durch Schmelzelektrolyse von NaCl gewonnen
Alkalimetalle sind Reduktionsmittel
Alkalimetalle lösen sich in flüssigem wasserfreien Ammoniak mit blauer Farbe
18
AW
Borsäure

Acidität liegt folgender Reaktion zugrunde:
Amalgame:
Legierungen von Quecksilber mit anderen Metallen
Elektrophile aromatische Substitution


Reversibel
o Sulfonierung
Irreversibel
o Friedel-Crafts-Alkylierung
o Nitrierung
o Gattermann-Koch-Synthese
o Chlorierung
Chloroform





Entsteht beim Behandeln von Chloralhydrat mit wässrigem Alkali
Kann als Trichlorid der Orthoameisensäure aufgefasst werden
Reagiert unter Lichteinwirkung mit O2 zu Phosgen [COCl2] und HCl
Geht bei längerer Einwirkung von wässriger Alkalihydroxid-Lösung in Formiat als Endprodukt
über
Ist nicht brennbar
Metallorganische Verbindungen




Bei der Reaktion von Grignard-Verbindungen mit Kohlendioxid erhält man (nach Hydrolyse)
Carbonsäuren
Bei der Reaktion von Grignard-Verbindungen mit Ketonen erhält man (nach Hydrolyse)
tertiäre Alkohole
Bei der Reaktion von Grignard-Verbindungen mit Aldehyden erhält man (nach Hydrolyse)
sekundäre Alkohole
Lithiumalkyle entstehen durch Einwirkung von metallischem Lithium auf Alkylhalogenide in
Ether
Homologe Reihen

Dicarbonsäuren
o Oxalsäure
o Malonsäure
o Bernsteinsäure
o Glutarsäure
o Adipinsäure
o Pimelinsäure
o Korksäure, Suberinsäure
o Sebacinsäure
19
AW
Phenol

Bildung
o Alkalischmelze von Natriumbenzensulfonat
o Hydrolyse von Chlorbenzen
o Spaltung von Cumolhydroperoxid
o Verkochen von Phenyldiazoniumchlorid
Anilin




Kann durch katalytische Hydrierung von Nitrobenzen gewonnen werden
Kann technisch durch Ammonolyse von Clorbenzen gewonnen werden
Kann katalytisch zu Cyclohexylamin hydriert werden
Kann mit Acetylchlorid in Acetanilid überführt werden
Semicarbazon:
Ketole:
/
/
Ketoalkohole
[Keto-Enol-Tautomerie]
Urethan:
Chinon:
para-Chinon:
ortho-Chinon:
Dioxan:
Benzodioxol:
Neutronen



[C = N − NH − CO − NH2]
Sind Bestandteile von α-Teilchen
Sind ungeladen
Werden bei Kernreaktionen nicht von den Protonen abgestoßen
20
AW
Gefrierpunktserniedrigungen

Rohrzucker < NaCl < K2SO4 < K3[Fe(CN)6]
Metallhydroxide

Amphotere Metallhydroxide
o Zn(OH)2
o Al(OH)3
Ammoniak

Haber-Bosch-Verfahren
o 3 H2 + N2
2 NH3 + 92,2 kJ
o Das Gleichgewicht kann durch Erhöhung des Drucks nach rechts verschoben werden
o Die Reaktion ist exotherm
Nebengruppenelemente
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Bilden oft paramagnetische Ionen
Bilden oft farbige Ionen
Besitzen ausgeprägten Metallcharakter
Besitzen als Kationen im Allgemeinen eine Tendenz zur Komplexbildung
Oberflächenaktive Stoffklassen
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Alkalisalze höherer Fettsäuren
Alkalisalze höherer Sulfonsäuren
Alkalisalze der Schwefelsäuremonoester mit höheren Alkoholen
Höhere quartäre Ammoniumhalogenide
Alkohole
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Synthese
o Carbonsäure + LiAlH4
o Keton + NaBH4
o HCHO + H3C – MgBr
Alkohole  Thiole
o Thiole sind stärker sauer als Alkohole
o Thiolat-Ionen sind stärkere Nucleophile als Alkoholat-Ionen
o Alkohole besitzen höhere Siedepunkte als Thiole
Aus Trichloracetaldehyd bildet sich mit Ethanol ein chirales Halbacetal
Ketone
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Das Carbonylkohlenstoffatom ist sp2-hybridisiert
Das Sauerstoffatom reagiert als Nucleophil
Das Carbonylkohlenstoffatom wird nucleophil angegriffen
Der Siedepunkt des Ketons ist höher als der des entsprechenden Kohlenwasserstoffs
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Paraldehyd
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Ist bei Raumtemperatur eine charakteristisch riechende Flüssigkeit
Ist in Alkalilauge beständig
Zeigt keine Aldehydreaktionen
Löst sich in Wasser und in organischen LöMi
Keten:
Decarboxylierung
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Beim Erhitzen in saurer wässriger Lösung ist bevorzugt mit Decarboxylierung zu rechnen:
 Carbonsäuregruppe in β-Position zur Carbonylgruppe
Imidazol
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Bei Zugabe von einem Äquivalent Mineralsäure wird Imidazol bevorzugt an N3 protoniert
Imidazol ist stärker basisch als Pyrrol
Imidazol ist eine aromatische Verbindung
Polyurethane
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Edukte für die Synthese
o Hexamethylendiisocyanat
o Butan-1,4-diol
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