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Chemistry – my way Lernhilfe Chemie von Dr. Bernhard Bayerl unter Mitarbeit von Philipp Gillemot

Chemistry my way Lernhilfe Chemie · PDF file5 Chemistry – my way 1. Kapitel: Grundlagen Atome: Historische Betrachtung: Wenn man einen Stein zertrümmert, entstehen immer kleinere

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Chemistry – my way

Lernhilfe Chemie

von Dr. Bernhard Bayerl

unter Mitarbeit von Philipp Gillemot

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© Dr. Bernhard Bayerl, München 2013

Version 1

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Statt eines Vorworts

Chemie ist für viele ein Hassfach. Das muss aber nicht sein. Es reicht, einige wenige

Grundlagen zu beherrschen, die aber gründlich(!), um die meisten Fragestellungen

bearbeiten zu können. Dazu ist es aber wichtig, mit Spaß und Verstand an die Sache

heranzugehen.

Was mich an fast allen Chemiebüchern für die Gymnasien gestört hat, ist die

Tatsache, dass die Bedeutung der Elektronen, der Elektronegativität und dem

durchaus menschlichen Verhalten des Habenwollens, des Behaltenwollens und des

Teilens viel zu wenig Beachtung geschenkt wird. Und weil ich das anders machen

will, ist der Titel entstanden: „Chemistry – my way!“

Um unseren Schülern die Chance zu geben, an Chemie Spaß und Erfolg zu haben

und sie gleichzeitig zu animieren, durch eigenes Nachdenken Herausforderungen zu

meistern, ist diese Lernhilfe entstanden. Sie ist (noch) nicht perfekt, auch nicht

vollständig. Aber um es mit Karl Valentin zu sagen: „a bißl was is aa!“

Deshalb widme ich diese Lernhilfe unseren Schülern, besonders denen am

Obermenzinger Gymnasium, dem Gymnasium Dr. Florian Überreiter und dem

Privatgymnasium Holzkirchen.

Grado, Bad Wiessee, in den Sommerferien 2013.

Dr. Bernhard Bayerl

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Inhaltsverzeichnis:

Rot geschriebene Begriffe sind im Glossar definiert und erklärt.

1. Kapitel: Grundlagen

Atome

Elemente

Isotope

Elektronen

Das Bohr‘sche Atommodell

Das Periodensystem der Elemente

Schreibweise chemischer Verbindungen (Lewis-Schreibweise)

Das Prinzip der ungepaarten Elektronen

Elektronegativität

Die Natur chemischer Bindungen

2. Kapitel: Wasser

3. Kapitel: Säuren und Basen

4. Kapitel: Organische Chemie

Aufenthaltsräume der Elektronen

Basiswissen Aliphaten

Alkane

Alkene und Alkine

Alkohole

Aldehyde und Ketone

Carbonsäuren

Ester

Aminosäuren und Proteine

Chemie der Aromaten

Benzol

5. Kapitel: Praktischer Teil

6. Kapitel: Glossar

7. Kapitel: Anhang

8. Kapitel: Übungsaufgaben

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Chemistry – my way

1. Kapitel: Grundlagen

Atome:

Historische Betrachtung:

Wenn man einen Stein zertrümmert, entstehen immer kleinere Teilchen. Demokrit

kam zu dem philosophischen Schluss, dass irgendwann ein Teilchen entstehen

müsste, das nicht mehr teilbar sein würde (atomos = unteilbar).

Für das Verständnis der Chemie genügt es zu wissen, dass Atome aus einem Kern

und einer Hülle bestehen. Jedes Atom hat einen dichten, positiv geladenen Kern, um

den sich ein oder mehrere negativ geladene Elektronen bewegen. Dabei entspricht

die Zahl der Protonen der der Elektronen, Atome sind also elektrisch neutral.

Der Kern besteht aus einem oder mehreren Protonen und kann ein oder mehrere

Neutronen besitzen.

Diese beiden Teilchen machen praktisch die gesamte Masse des Atoms aus. Je mehr

Teilchen im Kern, desto höher die Masse. Jedes Proton und jedes Neutron besitzt die

Masse von 1,7 x 10-24

Gramm, ein Elektron 9 x 10-28

Gramm. Die Masse der

Elektronen kann vernachlässigt werden.

Um diese lästigen Zahlen los zu werden, hat man die Masse eines Protons (und des

Neutrons) als 1U molekulare Einheit (oder 1 Da(lton)) definiert.

Elemente:

Ein Element ist ein Reinstoff, der nur einen Typ von Atomen enthält. So enthält das

Element Wasserstoff nur Atome mit einem Proton im Kern, Sauerstoff dagegen

Atome mit 8 Protonen.

Jetzt wissen wir aber, dass sich gleichnamige Ladungen gegenseitig abstoßen.

Bereits ein Kern mit 2 Protonen sollte also auseinander fliegen. Helium, das Element

mit zwei Protonen im Kern, ist aber besonders stabil. Das liegt zum Einen daran,

dass Helium im Kern neben den beiden Protonen auch zwei Neutronen enthält.

Neutronen wirken also wie ein Klebstoff, der den Kern zusammen hält.

Merke: Jedes Element wird durch zwei Kenngrößen bestimmt: 1. die Anzahl der

Protonen (Ordnungszahl) und 2. die Massenzahl (Zahl der Protonen + Zahl der

Neutronen).

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Isotope:

Elemente bestehen zwar immer aus Atomen mit der gleichen Anzahl an Protonen

(und Elektronen), können sich aber in der Zahl der Neutronen unterscheiden. Genügt

bei Elementen mit einer niedrigen Ordnungszahl meist eine entsprechende Anzahl

an Neutronen, so verschiebt sich das Verhältnis Protonen / Neutronen bei größeren

Kernen zu Gunsten der Neutronen. Ein Beispiel: Der Heliumkern enthält 2 Protonen

und zwei Neutronen, das Element Uran hat aber bei 92 Protonen bereits 146

Neutronen!

Ordnet man die Elemente nach der Anzahl ihrer Protonen an, so ergibt sich eine

Tabelle, wie sie ausschnittsweise in Abb. 1im Anhang wiedergegeben ist.

Wasserstoff steht immer an der ersten Stelle, da er nur ein Proton im Kern hat. An

letzter Stelle der Tabelle natürlich vorkommender Elemente steht das Uran.

Elektronen:

Diese negativen Ladungsträger bewegen sich um den Kern. Um sich eine Vorstellung

von der Entfernung von Kern und Elektronenhülle machen zu können, kann man

sich die Allianzarena als Modell heranziehen: Nimmt man den Anstoßpunkt als Kern

an, würden sich die Elektronen auf der Außenseite des Stadions bewegen.

Merke: Alle chemischen Reaktionen werden durch Wechselwirkungen der Elektronen

bedingt. Der Atomkern als solcher hat mit Chemie nichts zu tun!

Bohr’sches Atommodell:

Erste Hinweise, dass Elektronen nicht ungeordnet und in beliebigen Abständen den

Kern „umkreisen“ lieferten die Spektren der Elemente. Es zeigte sich, dass beim

Übergang von einem höheren auf ein niedrigeres Energieniveau Licht einer

spezifischen Wellenlänge beobachtet werden konnte.

Abb. 1: Wasserstoffspektrum

7

Das führte Niels Bohr zu der Annahme, Elektronen bewegten sich auf genau

definierten „Schalen“, die, je höher die Anzahl der Elektronen (und der Protonen)

war, sich wie die einzelnen Schichten einer Zwiebel um den Kern lagern sollten.

Er erkannte, dass die innerste „Schale“ nur zwei Elektronen aufnehmen konnte. Die

zweite, also die etwas weiter vom Kern befindliche, dagegen schon 8; die dritte dann

18.

Abb. 2: Bohrs Vorstellung der Elektronenschalen

Das Periodensystem der Elemente:

Aus Experimenten, die teilweise schon viel früher durchgeführt worden waren,

wusste man, dass sich unterschiedliche Elemente in ihren chemischen Eigenschaften

ähnelten. Deshalb hatten Mendelejeff und Meyer bereits 1869 erkannt, dass sich

diese Verwandtschaften periodisch wiederholten. Unabhängig voneinander ordneten

sie die damals bekannten „verwandten“ Elemente untereinander an.

Ausschlaggebend war zunächst deren molekulare Masse. Zur Zeit der Entwicklung

des „Periodischen Systems der Elemente“ war nur eine begrenzte Zahl an Elementen

bekannt. Tabelle 1(Anhang) zeigt die damals bekannten Elemente und – soweit

bekannt – das Jahr ihrer Entdeckung.

Abbildung 3 zeigt die Urform des PSE, wie sie von Meyer und Mendelejeff

veröffentlicht wurde.

8

Positionen, an denen sie ein Element vermuteten, aber noch nicht kannten, ließen

sie frei. Vergleicht man das ursprüngliche mit einem derzeit aktuellen PSE, so fällt

auf, dass eine ganze Gruppe fehlt.

Es sind die Edelgase. Sie waren schlicht noch nicht entdeckt. Erst mit der Erfindung

der Luftverflüssigung durch Carl von Linde 1893 war es möglich die Luft in ihre

Bestandteile zu trennen.

Machen wir uns noch eines klar. Erst durch die Experimente von Ernest Rutherford

und Henry Becquerel 1911 begann man den Bau der Atome zu verstehen.

Was ist also das Besondere am Bohrschen Atommodell?

Es ist die Erkenntnis, dass die Schalen eine unterschiedliche, aber genau definierte

Anzahl an Elektronen aufnehmen können.

Abb. 4: Die Elektronenverteilung der Elemente der 1. und 2. Periode.

Diese Darstellungsweise ist aber in der Praxis zu unbequem. Hinzu kommt, dass

manche Elemente in verschiedenen Sprachen unterschiedliche Namen tragen (im

Englischen bezeichnet man z. B. Natrium als Sodium, Kalium als Potassium). Zudem

nutzen viele Länder andere Schriftzeichen (z. B. Kyrillisch, Arabisch). Deshalb hat

sich die internationale Gemeinschaft darauf geeinigt Kürzel für jedes Element

einzuführen, die aus 1 oder 2 (bei synthetisch hergestellten Elementen auch 3)

Buchstaben bestehen. Tabelle 2 (Anhang) listet die deutschen und englischen

Bezeichnungen der Elemente der Hauptgruppen auf.

Schreibweise chemischer Verbindungen (Lewis-Schreibweise):

Lewis hat hier eine gute Lösung gefunden, indem er eine Symbolschreibweise

einführte, die den Aufbau eines Moleküls beschreibt. Bei der Lewisformel werden die

einzelnen Atome und Valenzelektronen dargestellt.

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Dabei gelten folgende Regeln:

1. Chemische Reaktionen finden nur zwischen den Elektronen der äußeren Schale

statt, alle abgeschlossenen Orbitale können also vernachlässigt werden.

2. Einzelne Elektronen werden mit einem Punkt ( · ) dargestellt, je zwei durch einen

Strich ( – ).

3. Elektronenpaare, die nicht an der Bindung beteiligt sind, werden als Strich am

jeweiligen Element dargestellt.

Abbildung 5 verdeutlicht diese Aussage an einigen Beispielen.

Abb. 5: Darstellung von Elektronen nach Lewis

Im Periodensystem sehen wir, dass die Elemente Wasserstoff, Lithium und Natrium

ebenso untereinander angeordnet sind wie Fluor und Chlor. Aus Experimenten ist

bekannt, dass diese Elemente besonders reaktiv sind. Während die Elemente der

ersten Hauptgruppe auf der äußersten Schale lediglich ein Elektron zeigen, fehlt den

Elementen der 7. Hauptgruppe ein Elektron um die Schale komplett zu füllen.

Schauen wir auf die Elemente der 8. Hauptgruppe, so sehen wir, dass bei ihnen die

Schalen komplett gefüllt sind. Diese Elemente sind alle gasförmig und können

praktisch nicht zu einer Reaktion mit anderen Elementen gezwungen werden.1

Deshalb nennt man sie Edelgase. Da sie alle jeweils 8 Elektronen in der Außenschale

tragen und dieser Zustand sehr stabil ist, hat man daraus eine fundamentale Regel

abgeleitet: die Oktettregel.

Nehmen wir dem Natrium das eine Elektron auf der dritten Schale weg, so bleibt ein

Teilchen über, das die Elektronenkonstellation des Neons zeigt. Dieses Teilchen ist

positiv geladen, da ihm eine negative Ladung (ein Elektron) fehlt. Wir nennen dieses

Teilchen ein Natriumion.

Betrachten wir nun das Element Chlor. Ihm fehlt ein Elektron um den

Elektronenzustand des Edelgases Argon zu erreichen. Was liegt näher als die

Annahme, dass Chlor bestrebt sein wird, einem anderen Atom dieses Elektron zu

entreißen. Dabei entsteht ein negativ geladenes Ion, das Chloridion.

1

Erst im Jahr 1962 gelang es zumindest das Xenon unter drastischen Bedingungen zu einer

Reaktion zu zwingen.

10

Während wir Natrium als Elektronendonator bezeichnen (da es das einsame Elektron

auf der dritten Schale recht leicht abgibt), ist Chlor ein Elektronenakzeptor.

Wie verhalten sich nun die anderen Elemente der dritten Periode? Magnesium mit 2

Elektronen auf der äußeren Schale und Aluminium mit drei geben auch diese recht

bereitwillig ab. Sie sind aber deutlich weniger reaktiv als das Natrium. Phosphor,

Schwefel und Chlor dagegen tendieren dahin Elektronen zum Erreichen der

Edelgaskonfiguration des Argons aufzunehmen. Dabei nimmt die Reaktivität von

links nach rechts zu.

Was aber ist mit dem Silizium los? Vier Elektronen abgeben? Oder vier Elektronen

aufnehmen? Zum Ersten hängt Silizium viel zu stark an seinen Außenelektronen,

zum Zweiten ist es zu schwach, um vier zusätzliche Elektronen an sich zu binden.

Was tun sprach Zeus? Teilen ist die richtige Antwort! Dies trifft nicht nur auf das

Silizium zu, sondern auch – und in einem noch viel stärkeren Sinn – für sein

niedrigeres Homologes, den Kohlenstoff. Die gesamte organische Chemie, wie auch

die Biochemie beruht auf der Eigenschaft Elektronen zu teilen.

Das Prinzip der ungepaarten Elektronen:

Ungepaarte Elektronen in einem Atom stellen einen instabilen, stark

reaktionsfreudigen Zustand dar. So existiert Wasserstoff nur in molekularer Form.

Lediglich unmittelbar nach der Reaktion einer Säure mit einem Metall entsteht

Wasserstoff in atomarer Form, die aber extrem kurzlebig ist. Man spricht vom

Wasserstoff in statu nascendi (im Zustand des Entstehens).

Dieser molekulare Zustand gilt generell, besonders aber bei gasförmigen Elementen.

Um zu zeigen, dass wir ein Wasserstoffmolekül vor uns haben benutzen wir die

Schreibweise H2

. Dies zeigt uns, dass zwei Wasserstoffatome zu einem

Wasserstoffmolekül verbunden sind. Steht die Zahl aber vor dem Symbol z. B. 3 H2

,

so bedeutet das drei Moleküle Wasserstoff. Es sind also 6 Atome gemeint, die aber

als drei H2

–Moleküle vorliegen.

Der Begriff der Elektronegativität:

Wir wissen, dass die Elemente der ersten Hauptgruppe das eine Elektron auf der

Außenschale leicht abgeben können. Je größer das Element, desto weiter ist die

Außenschale vom Kern entfernt. Somit wird die Kraft, die das Elektron bindet immer

schwächer. Zeigen kann man das mit einem einfachen Experiment. Gibt man gleich

große Stückchen Natrium und Kalium in ein halb mit Wasser gefülltes Becherglas so

reagieren beide Metalle heftig mit dem Wasser. Dabei werden erhebliche Mengen

Energie frei. Setzt man Kalium ein, ist diese Energie so hoch, dass sich der gebildete

Wasserstoff entzündet. Beim Experiment mit Natrium ist das meist nicht der Fall.

Noch drastischer verlaufen die Reaktionen mit Rubidium und Cäsium.

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Den Elementen der siebten Hauptgruppe fehlt zur Füllung der Außenschale ein

Elektron. Je kleiner das Element, umso stärker die Kraft sich dieses Elektron zu

„besorgen“. Diese Eigenschaft wurde von Linus Pauling experimentell bestimmt und

in einer dimensionslosen Größe zusammengefasst: der Elektronegativität.

Abb. 6: Die Hauptgruppen des Periodensystems der Elemente mit Angaben der

Elektronegativität

Hauptgruppen

Periode I. II. III. IV. V. VI. VII. VIII.

1 H 2,20 He

2 Li 0,98

Be 1,57

B 2,04

C 2,55

N 3,04

O 3,44

F 3,98 Ne

3 Na 0,93

Mg 1,31

Al 2,75

Si 1,90

P 2,19

S 2,58

Cl 3,16 Ar

4 K 0,82

Ca 1,00

Ga 1,81

Ge 2,01

As 2,18

Se 2,55

Br 2,96 Kr

5 Rb 0,82

Sr 0,95

In 1,78

Sn 1,94

Sb 2,05

Te 2,10

I 2,7 Xe

6 Cs 0,79

Ba 0,89

Tl 1,8

Pb 1,80

Bi 1,90

Po 2,00

At 2,20 Rn

Bedeutung für die Bindungen in einem Molekül

Betrachtet man die Werte der EN (Elektronegativität) von Natrium und Chlor, so fällt

auf, dass diese stark unterschiedlich sind. Die Differenz beträgt 2,23.

Im Gegensatz dazu beträgt EN bei einem Molekül Wasserstoff = 0. Zwischen

diesen „Extremen“ steht das Molekül HCl mit einem EN = 0,96.

Die Natur chemischer Bindungen:

„Eine chemische Bindung ist die Anziehungskraft, die zwei Atome miteinander

verbindet“. (Purvis)

Wie wir wissen, befinden sich ungepaarte Elektronen in einem sehr instabilen

Zustand. Können aber zwei solche Atome miteinander in Wechselwirkung treten,

werden beide Elektronen in ein gemeinsames Orbital übertreten und so die Bindung

dieser Atome zum Molekül bewirken. Diese Art der Bindung, bei der die Elektronen

sich ergänzen, nennt man Elektronenpaar- oder kovalente Bindung. Dieser Typ

Bindung tritt dann auf, wenn die Differenz der Elektronegativitäten gering ist.

Beispiele sind die Moleküle H2

, O2

und CH4

.

Eine völlig andere Situation ergibt sich, wenn die Differenz der Elektronegativität

zwischen den Reaktionspartnern groß ist ( EN > 1,7). In diesem Fall zieht das

elektronegativere Teilchen das einzelne Außenelektron immer weiter in seine

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Außenschale, bis es schließlich vollständig dort aufgenommen wird. Dabei werden

zwei Ionen gebildet: In unserem Beispiel (Abb. 7) ein positiv geladenes Natriumion

(es hat ja ein Elektron weniger) und ein negativ geladenes Chloridion (es hat ja ein

zusätzliche Elektron). Beide Ionen haben jetzt die Elektronenkonfiguration des

nächstliegenden Edelgases erreicht. Diese Situation ist für beide beteiligten

Reaktionspartner sehr günstig und stabil. Abbildung 7 zeigt diese

Elektronenkonfiguration als Bohrmodell.

Abb. 7: Der Elektronenübergang bei der Reaktion von Natrium und Chlor.

Betrachtet man diese Abbildung, wird klar, dass der Ionenradius des Natriums

deutlich kleiner sein muss als der des Natriumatoms. Im Gegensatz dazu muss der

Ionenradius des Chlorids größer sein als der des Chloratoms.

Natrium Chlor

Atomradius 1,86 x 10-10

m 0,99 x 10-10

m

Ionenradius 0,95 x 10-10

m 1,81 x 10-10

m

Um die Ladung der Ionen anzuzeigen benutzt man folgende Schreibweise:

Na -> Na+

+ e-

; Cl + e-

-> Cl-

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Bei den Elementen Wasserstoff und Chlor beträgt EN = 0,96. Reagieren beide

miteinander, sollten wir also Komponenten beider bisher besprochenen

Bindungstypen finden. Durch die hohe EN des Chlors zieht es das Elektron des

Wasserstoffs stark an, jedoch nicht so weit, dass es völlig in seine Außenschale

integriert wird. Dennoch bildet das Wasserstoffelektron mit dem ungepaarten

Elektron des Chlors eine Elektronenpaarbindung, wobei ein polarisiertes Molekül

entsteht. Um diese Situation zu beschreiben formuliert man so:

H+

Cl

Beachte: steht für eine Differenz; für eine teilweise Veränderung!

Merke: Bei einer Differenz der Elektronengativität von >1,7 gibt das Element mit der

niedrigeren Elektronegativität sein(e) Valenzelektron(en) ab. Es entsteht eine

Ionenbindung. Etwa zwischen EN 1,6 und 0,4 spricht man von einer polarisierten

Elektronenpaarbindung. Unter EN von 0,4 von einer kovalenten Bindung.

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2. Kapitel: Wasser

So ein einfaches Molekül, aber ohne es gäbe es kein Leben. Was macht das Wasser

so besonders? Auf den ersten Blick würde man annehmen, dass H2

O unter

Standardbedingungen gasförmig sein müsste. Die Regel besagt, dass höhere

Homologe höhere Schmelz- und Siedepunkte haben. Das würde bedeuten, dass H2

S

erst recht flüssig sein müsste.

Tab.1: Schmelz- und Siedepunkte höherer Homologe von H2

O unter

Standardbedingungen.

Schmelzpunkt Siedepunkt

H2

O 0°C 100°C

H2

S -85,7°C -60,2°C

H2

Se -66°C -41°C

H2

Te -49°C -1,25°C

H2

Po -35,3°C 36,1°C

Wie die Tabelle zeigt, haben alle Wasserstoffverbindungen der höheren Homologen

einen niedrigeren Schmelz- und Siedepunkt als Wasser. An was liegt das?

Betrachten wir dazu die Elektronegativitätswerte der Homologen:

Tabelle 2: Elektronegativität der Hauptgruppenelemente

Hauptgruppen

Periode I. II. III. IV. V. VI. VII. VIII.

1

H

2,20 He

2

Li

0,98

Be

1,57

B

2,04

C

2,55

N

3,04

O

3,44

F

3,98 Ne

3

Na

0,93

Mg

1,31

Al

2,75

Si

1,90

P

2,19

S

2,58

Cl

3,16 Ar

4

K

0,82

Ca

1,00

Ga

1,81

Ge

2,01

As

2,18

Se

2,55

Br

2,96 Kr

5

Rb

0,82

Sr

0,95

In

1,78

Sn

1,94

Sb

2,05

Te

2,10

I

2,7 Xe

6

Cs

0,79

Ba

0,89

Tl

1,8

Pb

1,80

Bi

1,90

Po

2,00

At

2,20 Rn

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Es fällt auf, dass nur die Elemente Stickstoff, Sauerstoff, Fluor und Chlor Werte über

3,0 aufweisen. Dies bedeutet, dass diese Elemente besonders stark an den

Elektronen ihrer Reaktionspartner „zerren“. Daraus resultiert eine Polarisierung des

Moleküls. Im Fall des Wassers ergibt sich folgendes Bild:

Die Elektronendichte ist also in der Nähe des Sauerstoffs besonders hoch. Da sich

ungleichnamige Ladungen anziehen, entsteht eine Wechselwirkung zwischen

Wasserstoff und Sauerstoff unterschiedlicher Moleküle: die Wasserstoffbrücken-

bindung. Diese Bindung hat zwar mit einer Energie von 3 – 7 kcal/mol nur etwa 10%

der Stärke einer kovalenten Bindung (50 – 110 kcal/mol), erklärt aber den

Aggregatszustand des Wassers. Da die höheren Homologen auf Grund ihrer deutlich

niedrigeren Elektronegativität Wasserstoffbrücken nicht ausbilden können, sind sie

gasförmig.

Gefrorenes Wasser ist kristallin aufgebaut. Die einzelnen Moleküle sind dabei mit je

4 anderen über Wasserstoffbrücken verbunden. Die dabei entstehende Struktur ist

weniger dicht als flüssiges Wasser, deshalb schwimmt Eis auf. Zwar nimmt die

Dichte von Wasser bei abnehmender Temperatur zu, die höchste Dichte wird aber

bei 4°C erreicht. Dieses Phänomen nennt man die Dichteanomalie des Wassers.

Oberflächenspannung:

In jeder Flüssigkeit beeinflussen sich die Moleküle gegenseitig. Da innerhalb der

Flüssigkeit die Teilchen ringsum von anderen Teilchen umgeben sind, heben sich

die Kräfte gegenseitig auf. An der Oberfläche fehlen aber die nach oben gerichteten

Kräfte. Somit werden diese Moleküle „festgehalten“. Im Fall des Wassers ist die

wirksame Kraft besonders hoch (Wasserstoffbrücken). Deshalb kann hier eine

besonders große Oberflächenspannung gemessen werden.

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Abb. 1: Kräfteverteilung an der Oberfläche von Flüssigkeiten.

Merke: Es gibt eine Flüssigkeit, die eine noch viel höhere Oberflächenspannung als

Wasser zeigt: das Quecksilber (Wasser 20°C: 72,75 mN/m, Quecksilber 20°C:

476,0 mN/m). Kleine Quecksilbertropfen sind fast kugelförmig. Die Ursache liegt

darin, dass eine Kugel der geometrische Körper ist, der bei gegebenem Volumen die

kleinste Oberfläche aller möglichen Körper besitzt. Die hohe Oberflächenspannung

erzwingt daher die Kugelform.

Abb.2:

Amphoterer Charakter:

Amphotere Verbindungen sind Substanzen, die sowohl Protonen aufnehmen als auch

abgeben können.

Wie wir wissen, besitzt der Sauerstoff im Wassermolekül zwei nicht bindende (freie)

Elektronenpaare. Diese deutliche Partialladung ist zum einen für die Ausbildung der

Wasserstoffbrücken verantwortlich, kann aber in seltenen Fällen dazu führen, dass

aus zwei Wassermolekülen sowohl ein H3

O+

- als auch ein OH-

-Ion entstehen. Selten

ist vielleicht ein zu schwachen Ausdruck: bei 20°C ist nur eines von 107

Molekülen

dissoziiert. Dieses Verhalten des Wassers nennt man Autoprotolyse.

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3. Kapitel: Säuren und Basen

Wir erinnern uns an das Molekül HCl. Zwischen den beiden Atomen ist eine stark

polarisierte Elektronenpaarbindung ausgebildet. Durch die hohe Elektronegativität

des Chlors wird das Elektron des Wasserstoffs stark angezogen. Dennoch kommt es

im HCl-Gas nicht zu einem Elektronenübergang, da ein isoliertes Proton nicht

existieren kann.

Völlig anders ist die Situation, wenn HCl-Gas in Wasser eingeleitet wird. Betrachten

wir dazu die Lewisformel.

Abb. 1: Lewisformel eines Wassermoleküls.

Der Sauerstoff mit seinen 6 Außenelektronen benötigt nur zwei Elektronen zum

Oktett. Dies bedeutet, dass 2 Elektronenpaare nichtbindend sind und für andere

„Scherze“ zur Verfügung stehen. In unserem Fall kann sich das Proton aus dem HCl-

Molekül lösen, da es durch die freien Elektronenpaare des Sauerstoffs stabilisiert

wird. Es entstehen zwei neue Moleküle: das H3

O+

-Ion und ein Chlorid-Ion (Cl-

).

Als Gleichung formuliert:

HCl (g) + H2

O (l) => H3

O+

(aq) + Cl-

(aq)

Die wässrige Lösung von HCl-Gas zeigt alle Eigenschaften einer Säure. Gehen wir

davon aus, dass die Ursache für die Eigenschaft „sauer“ ein abspaltbares Proton ist,

so müssten auch andere uns bekannte Säuren über mindestens ein solches Proton

im Molekül verfügen.

Wir kennen Schwefelsäure (H2

SO4

), Salpetersäure (HNO3

) Essigsäure (CH3

COOH) und

die Blausäure (HCN). Alle diese Säuren haben mindestens ein Wasserstoffatom in der

Summenformel. Gehen wir davon aus, dass mindestens ein Proton abgespalten

werden kann, können wir von Protonendonatoren sprechen.

Wem „schenken“ (lat. donare) diese Stoffe nun das Proton? Einem der es annimmt –

einem Protonenakzeptor (lat. accipere annehmen). Wir kennen bereits einen solchen

Stoff: das Wasser. Hier haben wir festgestellt, dass sich das Proton an ein

nichtbindendes Elektronenpaar anlagert.

Wenn wir nun das Gas NH3

in Wasser einleiten erhalten wir eine Substanz, die

basisch reagiert. Da aber nur Ammoniak und Wasser miteinander reagiert haben,

muss das Proton, das sich an das nichtbindende Elektronenpaar anlagert von Wasser

kommen. Spalten wir vom Molekül H2

O ein Proton ab, bleibt ein OH-

-Ion über.

Die Eigenschaft „Base“ gilt aber nicht nur für Ammoniumhydroxid, sondern auch für

andere Basen, wie z. B. die Natronlauge (NaOH).

18

Wenn unsere Annahme stimmt, dass wir bei Säuren H3

O+

-Ionen und in Basen OH—

-

Ionen im Überschuss vorfinden, sollten sich, wenn wir gleiche Mengen Salzsäure und

Natronlauge zusammengeben, sowohl die Eigenschaft „sauer“ als auch „basisch“

ausgleichen (neutralisieren). Gehen wir mit unserem Experiment noch einen Schritt

weiter und verdampfen wir das Wasser aus unserer Lösung, bleiben nur Natrium-

und Chloridionen über, die sich zu dem Stoff NaCl verbinden (ungleichnamige

Ladungen). Tatsächlich erhalten wir einen kristallinen Feststoff, der salzig schmeckt.

Kein Wunder, denn das ist Kochsalz!

Merke: Säuren und Laugen reagieren zu Salz und Wasser!

19

4. Kapitel: Organische Chemie

Aufenthaltsräume der Elektronen:

Während zum Verständnis der Reaktionen im Bereich der anorganischen Chemie das

Bohr‘sche Atommodell ausreicht, brauchen wir für die organische Chemie, speziell

die Chemie der Aromaten, ein verfeinertes Modell.

Elektronen bewegen sich in Aufenthaltsräumen um den Kern. Diese Orbitale sind so

definiert, dass sich die Elektronen zu 90% darin aufhalten. Ort und Geschwindigkeit

(Energie) sind nicht gleichzeitig exakt zu bestimmen (Heisenberg‘sche

Unschärferelation).

Der innerste Aufenthaltsraum (K-Schale oder 1s-Orbital kann nur 2 Elektronen

aufnehmen und ist, ähnlich wie ein Tischtennisball, kugelförmig.

Mit dem Element Lithium und den anderen Elementen der 2. Periode kommt ein

weiterer Aufenthaltsraum dazu, weiter vom Kern entfernt liegt (L-Schale, im

genaueren Orbitalmodell als 2s, 2px

, 2py

und 2pz

bezeichnet). Hier können maximal

8 Elektronen Platz finden (je 2 in 2s und in jedem 2p). Mit dem Edelgas Neon ist die

maximale Besetzung und damit der Edelgaszustand erreicht.

S- und p-Orbitale unterscheiden sich in ihrer Form und somit in ihrem

Energieniveau. P-Orbitale gleichen Hanteln, die sich in x, y und z-Richtung

erstrecken. (Es ist leichter immer im Kreis zu laufen, als in einer 8er-Bewegung, p-

Orbitale liegen also energetisch höher). Dennoch können sich s-und p-Orbitale einer

Periode überlagern (hybridisieren). Tun dies alle, wie beim Methan, bilden diese

Hybridorbitale einen Tetraeder, da hierbei die Elektronenwolken den weitest

möglichen Abstand voneinander haben.

Abb.1: Tetraeder (sp3

-Hybrid)

Angewandt auf das einfachste organische Molekül, das Methan (CH4

), zeigt sich,

dass alle Kohlenstoff- Wasserstoff-Bindungen gleichwertig sind. Dies gilt auch für

alle längerkettigen Alkane.

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Überlagern sich die Energieniveaus von nur 2 p-Orbitalen mit dem s-Orbital ist der

ideale Bindungswinkel zwischen den Hybridorbitalen 120°. Senkrecht dazu steht das

nicht hybridisierte p-Orbital.

Durch den geringen Abstand der Kohlenstoffatome in der Bindung überlappen aber

nicht nur die hybridisierten Orbitale sondern auch die nicht hybridisierten. Es

existieren somit zwei unterschiedliche Bindungstypen. Wichtig dabei ist, dass diese

Bindungen nicht gleichwertig sind. Der Anteil der nichthybriden Bindung ist

wesentlich reaktionsfreudiger, was sich bei Experimenten mit Alkenen leicht zeigen

lässt. (Unterschiedliche Reaktionsmechanismen bei der Bromierung von Alkanen und

Alkenen.)

Noch etwas: während die Atome bei Einfachbindungen frei drehbar sind, haben wir

bei Doppelbindungen planare Gebilde vor uns, die im Bereich der Doppelbindung

starr sind.

Abb. 2: sp2

-Hybrid am Beispiel von Ethen

21

Basiswissen Aliphaten:

Alkane sind gesättigte Verbindungen von Kohlenstoff und Wasserstoff. Sie enthalten

nur Einfachbindungen zwischen Kohlenstoff und Wasserstoff bzw. Kohlenstoff und

Kohlenstoff. Sie haben weder Doppel- noch Dreifachbindungen. Ihre Endung ist –an.

Homologe Reihe der Alkane:

Methan CH4

Ethan C2

H6

Propan C3

H8

Butan C4

H10

Pentan C5

H12

Hexan C6

H14

Die allgemeine Formel lautet: Cn

H2n + 2

Neben den linearen (kettenförmigen) Alkanen gibt es auch cyclische (ringförmige)

und verzweigte Alkane. (z. B. Cyclohexan). Die Molekularformel lautet C6

H12

.

Alkene sind ungesättigte Verbindungen von Kohlenstoff und Wasserstoff. Sie

enthalten mindestens eine Doppelbindung. Ihre Endung ist –en.

Alkine sind ungesättigte Verbindungen von Kohlenstoff und Wasserstoff. Sie

enthalten mindestens eine Dreifachbindung. Ihre Endung ist –in.

Die Reaktion von Alkanen mit Brom läuft nur unter Einfluss von Sonnenlicht oder

einer starken Lichtquelle ab (radikalische Substitution).

Alkene und Alkine werden auch im Dunkeln bromiert. Daraus folgt:

1. Die Reaktion läuft nach einem anderen Mechanismus ab.

2. Die Doppel- bzw. Dreifachbindung unterscheidet sich signifikant von einer

Einfachbindung.

22

Alkohole

Man unterscheidet primäre, sekundäre und tertiäre Alkohole.

Primärer sekundärer tertiärer Alkohol

Entscheidend ist dabei, wie viele weitere Kohlenstoffatome direkt mit dem

Kohlenstoffatom, welches die OH-Gruppe trägt, verbunden sind.

Während diese Alkohole nur jeweils eine OH-Gruppe tragen, tragen einwertige

Alkohole eine, zweiwertige zwei und dreiwertige drei OH-Gruppen.

Einwertig und primär

zweiwertig

dreiwertig

23

Aldehyde und Ketone

Durch Oxidation mit heißem Kupferoxid werden aus primären Alkoholen Aldehyde,

sekundäre reagieren zu Ketonen und tertiäre Alkohole können nicht oxidiert

werden, ohne die Struktur zu zerstören.

Bei Verwendung eines kräftigeren Oxidationsmittels entstehen aus den Aldehyden

die entsprechenden Carbonsäuren.

Carbonsäuren

Säuren in wässriger Lösung zeichnen sich dadurch aus, dass sie mindestens ein

Proton abspalten können. Bei Carbonsäuren (organische Säuren) wird immer nur

das Proton der Carboxylgruppe abgespalten.

Bitte beachten: Es gibt auch Carbonsäuren mit mehr als einer Carboxylgruppe!

24

Ester

Reagieren Alkohol und Carbonsäure in einer Gleichgewichtsreaktion miteinander,

entstehen Ester und Wasser.

Aminosäuren und Peptidbindung

Aminosäuren sind Carbonsäuren, bei denen ein Wasserstoffatom durch eine

Aminogruppe ersetzt ist.

Werden Aminosäuren unter Wasserabspaltung verknüpft, entsteht ein Dipeptid.

Diesen Bindungstyp nennt man Peptidbindung.

25

Chemie der Aromaten:

Die Geschichte der Chemie der Aromaten beginnt mit der Untersuchung des

Steinkohlenteers. Eine Substanz gab besondere Rätsel auf:

Sie ließ sich wie folgt beschreiben:

Summenformel: C6

H6

Schmelzpunkt: 5,5°C

Siedepunkt: 80,1°C

Dichte: 0,88 g/cm3

Farbe: farblos

Geruch: charakteristisch

Die Summenformel verlangt nach mehreren Doppelbindungen in der Struktur,

(Ausnahme die Diagonalformel von Claus) die Reaktionen der Substanz schlossen

sie aber aus. (Keine Reaktion mit Brom wie bei den Alkenen!)

Unter den 217 möglichen Strukturen erwies sich der Vorschlag Kekulés als

annähernd richtig. Ein Sechsring mit abwechselnden Einfach- und Doppelbindungen.

Abb.1: Strukturvorschag Kekulés:

Auch die Darstellungsweise mit ständig wechselnden (oszillierenden)

Doppelbindungen erklärt nicht die fehlende Reaktion mit Brom. Erinnern wir uns an

die Elektronenstruktur von Ethen: senkrecht zu den hybridisierten Orbitalen stehen

die nichthybridisierten. Der Doppelbindungsanteil entsteht durch deren

Überlappung. Angewandt auf das Molekül C6

H6

sollten sich alle nichthybridisierten

Orbitale überlappen. Damit verschwinden die isolierten Doppelbindungen

(mindestens ein weiteres Kohlenstoffatom zwischen den Doppelbindungen) und es

entstehen konjugierte Doppelbindungen.

26

Konsequenz daraus ist ein symmetrisch gebautes Molekül, bei dem die

Bindungslängen zwischen denen einer Einfach- und einer Doppelbindung liegen

müssen. Sowohl die Messungen der Bindungslängen als auch die

Rasterkraftmikroskopie bestätigen diese Annahme.

Abb. 2: Drei miteinander verbundene C6

H6

-Ringe (Lawrence Berkeley Lab)

Die Überlappung der Doppelbindungsanteile oberhalb und unterhalb der

Hauptebene ist energetisch günstiger als die Annahme dreier lokalisierter

Doppelbindungen. Darin liegt die Ursache für die mangelnde Reaktivität dieses

Moleküls.

Abb. 3: Mesomerie

Mesomerie der nichthybridisierten Elektronenwolken (delokalisiertes

Elektronensystem) in konjugierten Doppelbindungen ist das charakteristische

Merkmal der Chemie der Aromaten.

Wer hätte gedacht, dass ein so einfaches Molekül solche Probleme machen würde?

Und selbst beim Namen gibt es Konfliktstoff: Liebig schlug den Namen Benzol vor.

Die Endung –ol ist aber in der internationalen Nomenklatur der Stoffgruppe der

Alkohole vorbehalten. Nur Deutschland benutzt noch die Bezeichnung Benzol, im

wissenschaftlichen Jargon hat sich der Name Benzen durchgesetzt.

27

5. Kapitel: Praktischer Teil

Experimente, Methoden und Verfahren

Um herausfinden zu können, um welchen chemischen Stoff es sich handelt, ist es

erforderlich zu wissen, ob es sich um einen Reinstoff oder ein Stoffgemisch handelt.

Bei heterogenen Stoffgemischen ist die Entscheidung oft einfach. Ein genauer Blick

(manchmal auch durch ein Mikroskop) zeigt unterscheidbare Bereiche, die klar

voneinander abgegrenzt sind.

Schwieriger wird es bei homogenen Gemischen. Ihnen sieht man nicht an, ob sie

wirklich aus mehreren Stoffen bestehen.

Tabelle 1 zeigt mit welchen Arten an Stoffgemischen wir zu tun haben können.

Feststoff Flüssigkeit Gas Art des Gemisches

Feststoff z. B. Granit

Suspension, z. B. Schlamm

Rauch, z. B. rußender Dieselmotor

heterogen

Legierung, z. B. Messing, Weißgold

Lösung, z. B. Salzwasser -

homogen

Flüssigkeit Fest- flüssig-Gemisch, z. B. Bindemittel für Benzin Emulsion, z. B. Sahne

Nebel, z. B. Regenwolke

heterogen

- Lösung, z. B. Wein -

homogen

Gas poröser Stoff, z. B. Styropor Schaum Gasgemisch, z. B. Luft

heterogen

-

Lösung, z. B. Sprudelwasser

homogen

Zur Trennung dieser Gemische kann man die verschiedenen physikalischen

Eigenschaften ausnutzen.

Vielfach nutzt man die unterschiedliche Dichte der Gemischteile. Soll man

Holzspäne von Sand trennen, genügt es beide in Wasser zu geben. Will man Milch in

Magermilch und Sahne trennen, zentrifugiert man. Flüssigkeitsgemische kann man

durch Destillation trennen, es wird die Siedepunktsdifferenz ausgenutzt. Ist ein

Bestandteil des Gemisches magnetisch nutzt man diese Eigenschaft aus. Tabelle A

im Anhang listet die wesentlichen Trennmethoden auf.

Beachte: Durch diese Trennverfahren hat man zwar aus einem Stoffgemisch

Reinstoffe gewonnen, die Identifizierung erfolgt aber auf chemischen Weg!

28

Reinstoffe

Allein der Begriff Reinstoff bedarf einer näheren Betrachtung. Es stellt sich die Frage,

wann ein Reinstoff so genannt werden kann. Jede Chemikalie enthält neben der

Substanz, die auf dem Etikett angegeben ist, unterschiedliche Mengen an

Fremdsubstanz. Diese kann man zwar entfernen, je reiner aber der Reinstoff sein

soll, desto aufwändiger und damit teurer ist Entfernung der Fremdstoffe in der

Chemikalie. Trotzdem, eine 100%ige Reinheit ist nicht zu erreichen. Silizium ist die

Substanz, die bisher am reinsten hergestellt werden konnte. Silizium, wie es die

Solarindustrie benötigt, hat eine Reinheit von 99,9999999%, das bedeutet, dass auf

eine Milliarde Siliziumatome nur ein Fremdatom kommt.

Kenngrößen von Reinstoffen:

Um die Identität einer Substanz näher zu bestimmen, nutzt man ihre spezifischen

Eigenschaften aus. Die wichtigsten physikalischen Kenngrößen sind:

Schmelz- und Siedetemperatur

Dichte

Farbe, Geruch und Geschmack

Optische Eigenschaften

Härte

Aggregatszustand unter Normalbedingungen

Elektrische Leitfähigkeit

Wärmeleitfähigkeit

Löslichkeit

Wenn auch keine dieser Kenngrößen (vielleicht mit Ausnahmen von Schmelz- und

Siedetemperatur) eine Substanz eindeutig zu identifizieren vermag, geben sie doch

deutliche Hinweise auf die Natur des Stoffs.

Planung von Experimenten

Ehe ein Experiment durchgeführt wird, ist ein Versuchsprotokoll anzulegen.

29

Abb.1: Muster eines Versuchsprotokolls:

Versuchsprotokoll:

Experimentator: Datum:

Versuchsansatz:

Chemikalien:

Geräte:

Vorsichtsmaßnahmen:

Versuchsaufbau:

Geplanter Versuchsablauf:

Reaktionsgleichung:

Beobachtungen:

Auswertung:

Entsorgung:

30

Chemikalien sind in unterschiedlicher Weise gesundheitsschädlich, giftig oder

gefährlich. Deshalb muss für jede Reagenz eine Gefahrstoffanalyse vorgenommen

werden. Das gilt auch für die beim Experiment entstehenden Stoffe! Die

entsprechenden Angaben findet man auf der Verpackung oder in Tabellen. Um

unnötige Texte zu vermeiden, empfiehlt es sich, Piktogramme zu verwenden.

Abb.2: Piktogramme zur Gefährdungseinschätzung:

Stoffmengen

Reagieren Stoffe miteinander, so kann man beobachten, dass das Verhältnis der

Reaktanden immer gleich ist. Ein gutes Beispiel ist die Reaktion von Wasserstoff mit

Sauerstoff. 2 Teile Wasserstoff und ein Teil Sauerstoff reagieren zu einem Teil

Wasser. Legt man an Wasser eine elektrische Spannung an, entstehen wieder 2 Teile

Wasserstoff und ein Teil Sauerstoff. Dies hat man als das Gesetz der konstanten

Proportionen formuliert.

Um jetzt die richtigen Mengen zu finden hat man die Molekulargewichte der

einzelnen Substanzen definiert. Dabei hat man eine bestimmte Anzahl von Atomen

oder Molekülen bestimmt, die eine bestimmte Masse besitzen. Diese Menge nennt

man ein Mol. Ein Mol besteht aus 6,022 x 1023

Teilchen. Dies ist die Avogadro‘sche

Zahl. Als Referenzgröße wird das Kohlenstoffatom 12

C benutzt. Ein Mol 12

C wiegt

12g. Ein Mol Wasserstoff wiegt 2g (Wasserstoff liegt als H2

-Molekül vor!), ein Mol

31

Helium 4g (Helium als Edelgas atomar!). Nun sind Gase schwer zu wiegen, hier hilft

die Beobachtung, dass in 22,4 l eines (idealen) Gases unter Normalbedingungen ein

Mol Atome (Moleküle) enthalten sind.

32

6. Kapitel: Glossar

Orbital:

Aufenthaltsraum von Elektronen in dem sie sich mit einer Wahrscheinlichkeit von

90% aufhalten.

Oktettregel:

Homologe:

Partialladung:

Dissoziieren:

Gesetz der konstanten Proportionen:

Avogadrosche Zahl:

Sie gibt an, wie viele Teilchen in einer bestimmten Stoffmenge (nämlich einem Mol)

des jeweiligen Materials enthalten sind. Sie ist definiert als:

Mol:

Das Mol ist die Stoffmenge eines Systems, das aus ebenso vielen

Einzelteilchen besteht, wie Atome in 12 Gramm Kohlenstoff-12 (12

C) enthalten sind;

sein Symbol ist „mol“.

Normalbedingungen:

T= 298,15 K, p= 101300 Pa

33

7. Kapitel: Anhang

Tabelle 1: Die Elemente der ersten drei Perioden mit ihren Isotopen.

Ordnungszahl Name Isotope

1 Wasserstoff 1H, ²H, ³H

2 Helium ³He, 4He, 5He, 6He

3 Lithium 6Li, 7Li

4 Beryllium 9Be

5 Bor 10Be, 11Be

6 Kohlenstoff 12C, 13C

7 Stickstoff 14N, 15N

8 Sauerstoff 16O, 17O, 18O

9 Fluor 19F

10 Neon 20Ne, 21Ne, 22Ne

11 Natrium 23Na

12 Magnesium 24Mg, 25Mg, 26Mg

12 Aluminium 27Al

14 Silizium 28Si, 29Si, 30Si

15 Phosphor 31P

16 Schwefel 32S, 33S, 34S, 35S

17 Chlor 35Cl, 37Cl

18 Argon 36Ar, 38Ar, 40Ar

Tabelle 2: Die Elemente der Hauptgruppen des Periodensystems als Symbol, mit

deutschem und englischem Namen.

Ordnungszahl Symbol deutsche englische Bezeichnung

1 H Wasserstoff Hydrogen

2 He Helium

3 Li Lithium

4 Be Beryllium

5 B Bor Boron

6 C Kohlenstoff Carbon

7 N Stickstoff Nitrogen

8 O Sauerstoff Oxygen

9 F Fluor Fluorine

10 Ne Neon

34

11 Na Natrium Sodium

12 Mg Magnesium

13 Al Aluminium

14 Si Silicium Silicon

15 P Phosphor Phosphorus

16 S Schwefel Sulfur

17 Cl Chlor Chlorine

18 Ar Argon

19 K Kalium Potassium

20 Ca Calcium

31 Ga Gallium

32 Ge Germanium

33 As Arsen Arsenic

34 Se Selen Selenium

35 Br Brom Bromine

36 Kr Krypton

37 Rb Rubidium

38 Sr Strontium

49 In Indium

50 Sn Zinn Tin

51 Sb Antimon Antimony

52 Te Tellur Tellurium

53 I Jod Iodine

54 Xe Xenon

55 Cs Caesium

56 Ba Barium

81 Tl Thallium

82 Pb Blei Lead

83 Bi Wismut Bismuth

84 Po Polonium

85 At Astat Astatine

86 Rn Radon

87 Fr Francium

88 Ra Radium

35

Tabelle 3: Liste der Elemente, die bis 1869 bekannt waren.

Jahr der Entdeckung Name des Elements Symbol Ordnungszahl

antik Schwefel S 16

antik Eisen Fe 26

antik Kupfer Cu 29

antik Arsen As 33

antik Silber Ag 47

antik Zinn Sn 50

antik Antimon Sb 51

antik Gold Au 79

antik Blei Pb 82

antik Quecksilber Hg 80

~ 1400 Wismut Bi 83

1669 Phosphor P 15

~ 1694 Kohlenstoff C 6

1735 Kobalt Co 27

1735 Platin Pt 78

1746 Zink Zn 30

1751 Nickel Ni 28

1755 Magnesium Mg 12

1772 Stickstoff N 7

1774 Sauerstoff O 8

1774 Chlor Cl 17

1774 Mangan Mn 25

1776 Wasserstoff H 1

1781 Molybdän Mo 42

1783 Tellur Te 52

1783 Wolfram W 74

1789 Zirkonium Zr 40

1789 Uran U 92

1790 Strontium Sr 38

1791 Titan Ti 22

1794 Yttrium Y 39

1797 Beryllium Be 4

1797 Chrom Cr 24

1801 Nobium Nb 41

1802 Tantal Ta 73

1803 Rhodium Rh 45

1803 Palladium Pd 46

1803 Cer Ce 58

1803 Osmium Os 76

1803 Iridium Ir 77

1807 Natrium Na 11

36

1807 Kalium K 19

1808 Bor B 5

1808 Kalzium Ca 20

1808 Barium Ba 56

1811 Jod I 53

1817 Lithium Li 3

1817 Selen Se 34

1817 Kadmium Cd 48

1824 Silizium Si 14

1825 Aluminum Al 13

1826 Brom Br 35

1829 Thorium Th 90

1830 Vanadium V 23

1839 Lanthan La 57

1842 Erbium Er 68

1843 Terbium Tb 65

1844 Ruthenium Ru 44

1860 Cäsium Cs 55

1861 Rubidium Rb 37

1861 Thallium Tl 81

1863 Indium In 49

1867 Holmium Ho 67

37

9. Kapitel: Übungsaufgaben

1. Farbstoffe verfügen über ein ausgedehntes delokalisiertes Elektronensystem. Wir

haben gesehen, dass sich die Farbe ändern kann, wenn Säure oder Lauge

zugesetzt wird.

a. Finde eine plausible Erklärung dafür, dass Methylorange in stark saurer Lösung

gelb erscheint, beim pH-Wert von etwa 3,5 die Farbe nach rot wechselt.

(3 BE)

b. An welcher Stelle des Moleküls findet eine Veränderung statt? Begründen Sie

Ihre Aussage! (3 BE)

2. Nylon wurde 1935 vom amerikanischen Chemiker Wallace Hume Carothers

erstmals hergestellt. Er ließ 1,6-Butandisäure mit 1,6-Hexandiamin reagieren. Das

Patent, das Nylon schützte, war für Deutschland nicht zugänglich. Deshalb

entwickelte der deutsche Chemiker Paul Schlack ein Verfahren, mit dem er die

amerikanischen Patentrechte umgehen konnte.

Als Ausgangsprodukt verwendete er 6-Aminohexansäure.

Formulieren Sie die Reaktionsgleichung (Skelett- oder Kurzformel)! (3 BE)

3. Sie bekommen im Labor einen weißen, wachsartigen Stoff vorgelegt. Er ist

brennbar, nicht wasserlöslich. Die Elementaranalyse ergab, dass nur die Elemente

Kohlenstoff, Wasserstoff und Sauerstoff vorhanden sind. In einer Vorprobe

ermitteln Sie, dass keine ungesättigten Bindungen vorliegen.

a. Welche Reaktion haben Sie dazu nutzen können? (2 BE)

b. Sie haben den Schmelzpunkt bestimmt. Er liegt bei 55°C. Was schließen Sie

daraus? (1 BE)

c. Sie haben das Molekulargewicht der Substanz ermittelt.

Es beträgt 891.48 g/mol. Um welche Substanz könnte es sich handeln? (5 BE)

d. Um Ihre Vermutung zu bestätigen kochen Sie die Substanz in Natronlauge

(10%). Welche Produkte erwarten Sie? (2 BE)

38

4. a. Neutralfette zeigen beim Erwärmen keinen exakten Schmelzpunkt. Erklären sie

dieses Phänomen und vergleichen sie die zugrundeliegende Eigenart mit

Eigenschaften des Kunststoffs Polyethylen. (4 BE)

b. Erklären Sie den Einfluss der van der Waals-Kräfte auf die physikalischen

Eigenschaften von tierischen und pflanzlichen Fetten mit vergleichbar langen

Fettsäuren! (4 BE)

5. Die Geschwindigkeit, mit der chemische Reaktionen ablaufen, wird von mehreren

Faktoren bestimmt.

a. Erläutern Sie welche Parameter die Reaktionsgeschwindigkeit beeinflussen! (4 BE)

b. Setzen Sie diese Parameter zueinander in Beziehung und diskutieren Sie, wie

sich diese gegenseitig beeinflussen! (6 BE)

Sie versetzen 10 g Calzium mit Bromwasserstoffsäure im Überschuss. Sie

beobachten, dass sich das Calzium auflöst und ein Gas entweicht. Formulieren Sie

diese Reaktion in Einzelgleichungen und fassen sie zusammen! (4 BE)

Berechnen Sie, wie viel des entstehenden Gases Sie auffangen können! (4 BE)

6. Bei der Analyse der Bindungslängen der Peptidbindung stellt man fest, dass der

Abstand zwischen dem Kohlenstoff- und dem Stickstoffatom kleiner ist als

beispielweise bei einem Amin.

a. Stellen sie eine belastbare Hypothese auf, die diese Beobachtung erklärt!

b. Erklären Sie, welche Konsequenz dies für die Lage der Atome in der

Peptidbindung hat! (4 BE)

7. Viele Proteine werden erst durch ihre Tertiärstruktur zu einem funktionalen

Enzym. Die Primärstruktur spielt dabei eine ausschlaggebende Rolle.

a. Erklären Sie welche Kräfte die Ausbildung der Tertiärstruktur beeinflussen!

8. Die Ninhydrinreaktion weist durch eine Farbreaktion Proteine nach. Erklären Sie

mithilfe der Abbildung, warum es während der Reaktion zu einer Farbänderung

kommt! (4 BE)

39

9. Amylose ist der Anteil der Stärke, der beim Erwärmen wasserlöslich ist. Durch

Strukturanalysen lässt sich eine spiralige Raumstruktur nachweisen.

a. Erklären Sie, welche Kräfte diese Struktur stabilisieren! (2 BE)

b. Diese Struktur kann für den Nachweis von Amylose genutzt werden.

Beschreiben Sie welche Reagenzien benötigt werden und erklären Sie den

Mechanismus dieser Reaktion! (4 BE)