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Chemie – Grundwissen der 10. Jahrgangsstufe

Im Folgenden ist das Grundwissen des Chemie-Unterrichts am Melanchthon-

Gymnasium (humanistisches Gymnasium) zusammengestellt. Es baut nahtlos auf

dem Wissen der 9. Jahrgangsstufe auf.

Es ist in Anlehnung an das verwendete Schulbuch Galvani SII aus dem bsv-Verlag

entstanden.

1 Molekülstruktur und Stoffeigenschaften

1.1 Das Orbital

Das Atomorbital ist der Aufenthaltsraum, in dem sich ein Elektron mit größter

Wahrscheinlichkeit aufhält. Die räumliche Form eines Atomorbitals hängt von seiner

Energiestufe ab.

Das Molekülorbital entsteht durch die Überlappung zweier Atomorbitale, die je nur

einfach besetzt waren (d.h. je nur ein Elektron enthielten). Molekülorbitale entstehen

also bei der Ausbildung einer Elektronenpaarbindung und enthalten das bindende

Elektronenpaar.

1.2 Der räumliche Bau von Molekülen

1.2.1 Die unterschiedlichen Darstellungsweisen für Moleküle

Die Summenformel gibt die exakte atomare Zusammensetzung

eines Moleküls wieder.

In der Organischen Chemie wird zur genaueren Klassifizierung die

Konstitutionsformel gebraucht: sie gibt die Verknüpfung der

Atome wieder, so dass bereits funktionelle Gruppen (siehe Pkt. 4.3)

erkannt werden können.

Mit der Strukturformel = Valenzstrichformel wird die tatsächliche

Verknüpfung der Atome und die Verteilung von bindenden und

nichtbindenden Elektronen beschrieben. Die Regeln zum Erstellen

von Strukturformeln sind dem Grundwissenskatalog der

9. Jahrgangsstufe zu entnehmen.

Die Halbstrukturformel ist in der organischen Chemie als

übersichtliche Schreibweise von Bedeutung: es wird die

Verknüpfung von Atomgruppen geschrieben.

Die Stereoformel (= Keilstrichschreibweise) ist die räumliche

Darstellung der Molekülgeometrie auf der Papierebene, d.h. es ist

eine Strukturformel, die die Bindungswinkel berücksichtigt.

Die Skelettformel dient in der organischen Chemie als

Schnellschreibweise für sehr große Moleküle; das

Kohlenstoffgerüst wird nur durch Striche symbolisiert, wobei

Kohlenstoff- und Wasserstoffatome weggelassen werden. Nur

gebundene Fremdatome (O, N, P, S, F, Cl, Br, I) werden

geschrieben.

Formel aus Galvani SII, S. 27

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1.2.2 Der räumliche Bau von Molekülen und das

Elektronenpaarabstoßungsmodell = EPA-Modell

(engl: VSEPR-Modell: Valence Shell Electron Pair Repulsion)

Das EPA-Modell macht folgende Aussagen, die bei der Ermittlung des räumlichen

Baus eines Moleküls beachtet werden müssen:

- Elektronenpaare (bindende und nichtbindende) sind gleichartig negativ

geladen und stoßen sich gegenseitig ab.

- Die Elektronenpaare ordnen sich im Molekül so an, dass sie den

größtmöglichen Abstand haben (und damit die geringste Abstoßung).

- Mehrfachbindungen werden wie Einfachbindungen behandelt.

- Nichtbindende Elektronenpaare beanspruchen mehr Raum, da sie nur von

einem Atomkern angezogen werden.

Die Zahl der Liganden (L) und die Zahl der nichtbindenden Elektronenpaare (NEP)

des Zentralatoms (Atom mit größter Wertigkeit) bestimmen den räumlichen Bau.

Zahl der Elektronenpaare Räumliche Anordnung Beispiele

2 L oder auch

1 L + 1 NEP

Lineare Anordnung

Bindungswinkel: 180°

3 L Trigonal planare

Anordnung:

Bindungswinkel: 120°

4 L Tetraedrische Anordnung

Bindungswinkel:

z. B. 109,5° für Methan

3 L+

1 NEP

Pyramidale Anordnung

Bindungswinkel:

z. B. 107,3° für Ammoniak

2 L +

2 NEP

Gewinkelte Anordnung

Bindungswinkel:

z. B. 104,5° für Wasser

XeF2,

HCl

BCl3,

BH3

CH4

NH3

H2O

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1.3 Die polare Atombindung

Die Elektronegativität EN ist ein Maß für die Kraft, mit der ein Atom die bindenden

Elektronen im Molekül an sich ziehen kann. Sie wird ohne Einheit angegeben.

Die EN ist umso größer, je kleiner das Atom und je größer die Kernladung ist.

Die EN ist umso kleiner, je größer das Atom und je geringer die Kernladung ist.

Im PSE: EN zunehmend innerhalb einer Periode von links nach rechts

EN abnehmende innerhalb einer Gruppe von oben nach unten.

Eine polare Atombindung liegt vor, wenn zwei Atome mit unterschiedlicher

Elektronegativität aneinander gebunden sind, so dass die Elektronendichte des

bindenden Elektronenpaares zum elektronegativeren Atom hin verschoben ist.

Dadurch entstehen: - eine positive Teilladung am weniger elektronegativen Atom

- eine negative Teilladung am elektronegativeren Atom

Auswirkungen:

- Das Molekül ist unpolar, wenn die Schwerpunkte der positiven und negativen

Teilladungen in einem Punkt zusammenfallen.

- Das Molekül ist ein Dipol, wenn die Schwerpunkte der positiven und negativen

Teilladungen an verschiedenen Punkten im Molekül liegen.

Eine Heterolyse ist die Trennung einer polaren Atombindung, so dass das

elektronegativere Atom beide Bindungselektronen erhält; es entstehen Ionen.

Eine Homolyse ist die Trennung einer unpolaren Atombindung, so dass jedes Atom

ein Elektron der Atombindung erhält; es entstehen Radikale.

Ein Radikal ist ein Teilchen mit einem ungepaarten Elektron; diese Teilchen sind

äußerst reaktiv.

1.4 Zwischenmolekulare Kräfte und Stoffeigenschaften

Van der Waals-Kräfte

Schwache Wechselwirkungen zwischen spontanen und induzierten Dipolen bei

unpolaren Molekülen. Sie sind umso stärker, je

- größer die Molekülmasse,

- größer die Moleküloberfläche (langgestreckte Moleküle) ist.

Dipol-Dipol-Wechselwirkungen

Wechselwirkungen zwischen permanenten Dipolen polarer Moleküle.

Wasserstoffbrückenbindungen

Starke Anziehungskräfte zwischen dem positiv polarisierten Wasserstoffatom an

einem Sauerstoff-, Fluor- oder Stickstoffatom des einen Dipol-Moleküls und einem

freien Elektronenpaar eines anderen Moleküls.

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Die Art der zwischenmolekularen Kräfte bestimmt die physikalischen Eigenschaften

eines molekularen Stoffes mit:

- je stärker die zwischenmolekularen Kräfte, desto höher liegen die Siede- und

Schmelzpunkte;

- Molekulare Stoffe sind nur in „verwandten“ Stoffen löslich, also in solchen

Lösungsmitteln, in denen die gleichen zwischenmolekularen Kräfte wirksam sind.

à Similia similibus solvuntur = Ähnliches löst sich in Ähnlichem.

1.5 Eigenschaften und Bedeutung des Wassers

Im Wasser sind die starken Wasserstoffbrücken-Bindungen wirksam;

- Wasser siedet als sehr kleines Molekül erst bei 100 °C

- Wasser besitzt Oberflächenspannung

- Wasser besitzt eine Dichteanomalie: es hat bei 4 °C die größte Dichte.

Diese Eigenschaften des Wassers machen ein Leben auf der Erde in den bekannten

Formen überhaupt erst möglich!

Wasser als Dipolmolekül löst Salze unter Bildung von hydratisierten Ionen:

Jedes Ion besitzt in wässriger Lösung eine sog. Hydrathülle, d.h. es ist von den

ausgerichteten Dipolmolekülen des Wassers umgeben und somit abgeschirmt von

den Anziehungskräften der entgegengesetzt geladenen Ionen.

2. Protonenübergänge: Säure – Base - Reaktionen

2.1 Indikatoren

Farbstoffe, die in sauren, alkalischen und neutralen Lösungen unterschiedliche

Farben besitzen.

Eigenschaft der

Lösung

Indikator

sauer neutral alkalisch

Bromthymolblau gelb grün blau

Phenolphthalein farblos farblos rot

Lackmus rot lila blau

Universalindikator rot grün blau

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2.2 Säuren und Basen, Ampholyte

Säuren sind Teilchen, die ein Proton abgeben können: Protonendonatoren.

Voraussetzungen: - mindestens ein gebundenes Wasserstoffatom

- polare Atombindung

Basen sind Teilchen, die ein Proton binden können: Protonenakzeptoren.

Voraussetzung: freies Elekronenpaar.

Saure Lösungen, ebenfalls „Säuren“ genannt, enthalten Oxoniumionen (H3O+

)

Alkalische Lösungen, als Laugen bezeichnet, enthalten Hydroxidionen (OH -

)

Protolyse-Reaktionen sind Protonenübergänge von Säuremolekül zu Basemolekül.

Das Säuremolekül wird durch die Abgabe eines Protons zu ihrer korrespondierenden

Base.

Ebenso wird das Basemolekül durch das Binden eines Protons zu seiner

korrespondierenden Säure.

Man nennt dies je ein korrespondierendes Säure-Base-Paar.

Bei Protolyse-Reaktionen sind stets zwei korrespondierende Säure-Base-Paare

beteiligt.

Ampholyte sind Teilchen, die - je nach Reaktionspartner - sowohl als Säure als auch

als Base reagieren können.

Bsp.: H2O, NH3, HCO3

-

, HSO4

-

.

Der pH-Wert ist ein Maß für die Stärke einer sauren bzw. alkalischen Lösung.

Er berechnet sich als der negative dekadische Logarithmus der Oxoniumionen-

Konzentration. Die pH-Skala umfasst den Zahlenbereich von 0 bis 14.

pH < 7 (sauer) pH = 7 (neutral) pH > 7 (alkalisch)

2.3 Neutralisation

Die Neutralisation ist eine Protolyse zwischen Säure und Lauge.

Bei der Neutralisation entstehen immer Wasser und ein Salz.

3. Elektronenübergänge

3.1 Oxidation und Reduktion

Oxidation ist eine Elektronenabgabe, dabei erhöht sich die Oxidationszahl.

Reduktion ist eine Elektronenaufnahme; dabei erniedrigt sich die Oxidationszahl.

Die Oxidationszahl dient als Hilfsgröße beim Erstellen von Redoxreaktionen.

Sie entspricht der Ladungszahl von:

- echten Atom-Ionen (O2-

, Cl-

, Mg2+

) in Salzen und

- hypothetischen Atom-Ionen in Molekülen oder Molekül-Ionen.

Sie wird als römische Ziffer über das Element geschrieben.

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Ermittlung von Oxidationszahlen freier Atome und von Atomen in Molekülen:

1. Atome bzw. Atomverbände als kleinste Teilchen von Elementen erhalten stets

die Oxidationszahl 0.

2. Die Summe der Oxidationszahlen aller Atome in einem Molekül ist 0.

3. Durchführung einer gedanklichen Heterolyse des Moleküls, wobei die Bindungs-

elektronen vollständig dem Atom mit der größeren Elektronegativität EN

zugeordnet werden.

4. Berechnung der Differenz zwischen den „verbliebenen“ Elektronen und der Zahl

der Valenzelektronen des Atoms ergibt die hypothetische (gedachte) Ladung und

damit die Oxidationszahl.

Ermittlung von Oxidationszahlen von Ionen:

1. Atom-Ionen haben eine Oxidationszahl, die der Ionenladungszahl entspricht.

2. Die Summe der Oxidationszahlen aller Atome in einem Molekül-Ion entspricht

der Ladungszahl.

Für Verbände aus verschiedenen Atomen gilt:

a) Metall-Atome erhalten stets positive Oxidationszahlen

b) Fluor-Atome erhalten stets die Oxidationszahl - I.

c) Wasserstoff-Atome erhalten die Oxidationszahl +I;

Ausnahme in Metallhydriden: z.B. LiH, CaH2 ;

d) Sauerstoff-Atome haben die Oxidationszahl - II;

Ausnahme: z.B. OF2 (Regel 5b); z.B. H2O2 (Regel 5c)

e) Chlor-, Brom- und Iod-Atome haben die

Oxidationszahl –I;

Ausnahme: z.B. BrO3

–

(Regel 5d)

3.2 Redoxreaktionen

Oxidation und Reduktion laufen stets gekoppelt ab; man nennt diese Reaktionen mit

Elektronenübergang Redoxreaktionen.

Oxidationsmittel ist der Stoff, der Elektronen aufnimmt und damit einen anderen

Stoff oxidiert; er selbst wird reduziert.

Reduktionsmittel ist der Stoff, der Elektronen abgibt und damit einen anderen Stoff

reduziert; er selbst wird oxidiert.

Ein Oxidationsmittel wird durch die Elektronenaufnahme zu seinem

korrespondierenden Reduktionsmittel; sie bilden ein

korrespondierendes Redox-Paar.

Analoges gilt für das Reduktionsmittel, das zu seinem korrespondierenden

Oxidationsmittel wird.

An einer Redoxreaktion sind stets zwei korrespondierende Redox-Paare beteiligt.

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3.3 Das Erstellen von Redox-Reaktionen

1. Schreibe Edukte und Produkte.

2. Bestimme die Oxidationszahlen OZ.

3. Ordne die Begriffe Oxidation und Reduktion zu.

4. Formulieren der Teilgleichungen

a) Schreibe das jeweilige Redoxpaar mit Oxidationszahlen

b) Gleiche die Anzahl der Teilchen auf beiden Seiten des Reaktionspfeiles aus.

Gleiche die Änderung der Oxidationszahl durch Elektronen aus.

c) Gleiche die Anzahl der echten Elementarladungen aus durch eine

entsprechende Anzahl von H3O+

-Ionen in saurer und neutraler Lösung bzw.

OH -

-Ionen in alkalischer Lösung.

d) Gleiche die Atombilanzen durch eine entsprechende Anzahl von Wasser-

Molekülen aus.

5. Formulieren der Redox-(Gesamt)gleichung:

a) Multipliziere die Teilgleichungen so, dass die Anzahl der abgegebenen

Elektronen der Oxidation gleich der aufgenommenen Elektronen der

Reduktion ist.

b) Addiere die Teilgleichungen zur Redox-Gleichung im kleinstmöglichen

Teilchenanzahlverhältnis.