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werden zu negativ geladenen lonen- Anionen Hohe Ionisierungsenergie, hohe Elektronegativität Halbmetalle: Lassen sich nicht genau einordnen Besitzen Eigenschaften von Metallen und Nichtmetallen Periodensystem der Elemente 1 2 3 4 5 7 1 1 2.25 H Wasserstoff 4 1.54 Be Beryllium 12 0.91 Na 1.3Mg Natrium Magnesium 0.97 Li Lithium 11 19 0.73 K Kalium 37 0.69 Rb Rubidium 55 0.62 Cs Caesium 87 2 0.68 Fr Francium 20 1.08 Ca Calcium 38 Sr Strontium 1.00 56 0.88 Ba Barium 88 0.92 Ra Radium Metalle Übergangsmetalle Lanthanoide Actinoide 3 21 Sc Scandium 39 Yttrium ** 57 Lanthan 89 Ac Actinium yc 19 4 22 Ti Titan 40 Zirconium 72 Hf Hafnium 104 Rf Rutherfordiu 58 Ce Cer 90 Th Thorium C6 23 Halbmetalle Nichtmetalle 5 Periodensystem der Elemente Ordnungszahl Elektronegativität Unbekannt Vanadium 41 Nb Niob 73 Ta Tantal 105 Db Dubnium Protactiniu IP b⁹ bl 6 24 59 60 Nd Pr Praseodym Neodym 91 92 74 25 Mn Chrom 42 Mangan 43 44 Mo Tc Ru Molybdän Techencium Ruthenium 76 Wolfram 106 Sg Seaborgium Uran 7 149 75 Re Rhenium 107 Bh Bohrium Name иь 8 Kw 26 Fe Eisen Osmium 108 Hassium 9 10 1 2.2 H Wasserstoff 27 Co Cobalt 45 Rh Rhodium 77 61 62 63 Pm Sm Eu Promethiu 93 Samarium 94 Europium 95 Np Pu Am Neptunium Plutonium Americium Platin Iridium 109 110 Mt Ds Meitnerium Darmstatdiu ye FO 28 Ni Nickel 46 Pd Palladium 78 Gadolinium 96 Cm Curium СШ 11 12 1.47 Symbol Bor 13 1.83 Al Aluminium 31 29 30 1.49 Cu 1.65 Zn 2.01 Ga Kupfer Zink 48 Gallium 49 47 1.53 Cd 1.76 In Cadmium Indium Ag Silber 1.87 64 65 Gd Tb Terbium 97 Bk Berkelium BK IP 79 87 Au Hg Gold 111 1.81 Quecksilber 112 1.96 Thallium 113 Rg Cn Uut Roentgeniu Copernicium Unutrium 80 13 Dysprosium 98 Cf Califomium 2.04 C 5 DA 66 67 Dy Ho Holmium 99 Es Einsteinium 50 2.21 Sn Zinn 82 81 TI 2.41 Pb Blei 114 E² 14 HO 15 16 2.30 6 7 2.48 C 2.90 N Kohlenstoff Stickstoff 15 3.41 Sauerstoff 16 14 2.28 Si S Silicium Phosphor Schwefel 2.69 32 33 2.33 Ge 2.26 As Germanium Arsen 51 52 53 2.12 Sb 2.41 Te 2.741 Tellur Antimon 83 Jod 85 84 86 15 Bi 2.48 PO 2.85 At Rn Bismuth 115 Polonium 116 Astat 117 Radon 118 Uup Lv Uus Uuo Flerovium Ununpentiu Liverorium Unuseptiu Ununocticu 2.15 8 wa 68 69 Er Tm Erbium 100 Thulium 101 Fm Md No Fermium Mendelevi Nobelium IW 34 2.60 Se Selen 17 9 ио 3.91 Fluor 17 3.10 Cl Chlor 35 2.95 Br Brom 70 71 Yb Lu Ytterbium Lutetium 102 103 Lawrenciu FL 18 E 2 He Helium 10 Ne Neon 18 Ar Argon 36 Kr Krypton 54 Xe Xenon Aggregatzustände (Teilchenmodell) Fest: Moleküle im Kristallgitter angeordnet, stark miteinander verbunden bewegen sich nur wenig Flüssig: einige Verbindungen lösen sich auf, halten sich aber noch fest Gasförmig: alle Moleküle sind freibeweglich Übergänge von Aggreaatzuständen Fest →→ Flüssig Gasförmig Flüssig Fest Gasförmig Flüssig Fest Flüssig Gasförmig Gasförmig Fest Schmelzen Erstarren Kondensieren Verdampfen Sublimieren Resublimieren Temperatur = Bewegung/ Schnelligkeit von Teilchen (je kälter es ist, umso weniger bewegen sich die Teilchen) fest flüssig gasförmig Wärmeleitung Wärme wird immer auf etwas Kaltes übertragen Z.B heiße Tasse auf tisch → Tisch warm Teeteilchen sausen in der Tasse umher und stoßen an die Tasse ▸ Die Tassenteilchen fangen an, sich schneller zu bewegen/schwingen Die Tasse wird so wärmer Dann wird der Tisch angestoßen, die Tischteilchen bewegen sich schneller →Der Tisch wird warm Homogene und heterogene Stoffgemische Fest + Flüssig, z.B feste Lebensmittelfarbe + Wasser → farbig, durchschauen/ klar →Homogenes Fest-Flüssig Gemisch Saft oder Wasserfarbe + Wasser homogen aber trüb →Heterogene Fest Flüssig-Gemisch = Suspension Flüssig + flüssig Alkohol + Wasser: mischbar, homogen Öl und Wasser: heterogen/ 2Phase →Emulsion Homogenes Fest-Fest Gemsich: Legierung (z.B 2-Euromünze) Gemische ► Enthalten verschiedene Arten von Reinstoffen Homogene Gemische: Bestandteile auf Molekularer Ebene vollkommen durchmischt, sodass sie sich nicht mehr leicht trennen lassen Erscheinen von Außen wie ein großes Ganzes Beispiele: Salzlösungen, Luft, Legierungen Lassen sich aufgrund unterschiedlicher Siede- und Schmelzpunkte der Komponenten durch physikalische Verfahren wie z.B Destillation trennen Heterogene Gemische: Unvollständige Durchmischung Beispiele: aufgewirbelter Staub, Tabakrauch, Badeschaum, Erde, Suspensionen, Emulsionen Löslichkeit von Stoffen Lösung = homogenes Gemisch aus mind 2 Stoffen Lösungsmittel = Flüssigkeit, in der ein Stoff gelöst wird Gesättigt = Maximal viel Stoff ist im Lösungsmittel gelöst, kann nicht mehr lösen (z.B Wasser mit sehr viel Salz) Je wärmer das Lösungsmittel, umso besser löst sich der Feststoff (z.B Zucker) Gase lösen sich am besten in kalten Lösungsmitteln Hydrophil = wasserliebend (aber lipophob) Hydrophob = wasserhassend (aber lipophil) Trennverfahren Heterogene fest-flüssig Gemische: Dekantieren, Filtrieren, Zentrifugieren Homogene fest-flüssig Gemische: Trocknen, verdampfen Homogene Flüssig-flüssig Gemische: Destillieren Sedimentieren Trenneigenschaft: Dichte (z. B. Abwasserreinigung) Destillieren Trenneigenschaft: Siedetemperatur (z. B. Alkohol- gewinnung aus Wein) Dekantieren Trenneigenschaft: Dichte (z. B. Goldwaschen) 2 Wichtige Trennverfahren im Überblick Filtrieren Trenneigenschaft: Korngröße (z. B. Reinigung von Schmutzwasser) Chromatografieren Trenneigenschaft: Haftfähigkeit (z. B. Farbstofftrennung) 00-0 Eindampfen Trenneigenschaft: Siedetemperatur (z. B. Salzgewinnung aus Meerwasser) Reinstoffe STOFFE Alles, einfach alles! Flüssigkeiten Materialien Gase REINSTOFFE STOFFGEMISCHE ELEMENTE (VERBINDUNGEN zwei oder mehr Atome eine Atomsorte Z.B. Aluminium MOLEKÜLE/IONEN Wasser H.0 Kochsalz. N. Reinstoffe Reinstoffe bestehen nur aus einer Art von Verbindung Bestimmte physikalische und chemische Eigenschaften (Dichte, Brechzahl, elektrische Leitfähigkeit, Wärmeleitfähigkeit, Löslichkeit in einem Lösemittel, Schmelz- und Siedepunkt) Lassen sich nur mit chemischen Mitteln zerlegen Reine chemische Element: Wasser (H2O), Sauerstoff (02), Wasserstoff (H2) Reine chemische Verbindungen: Kohlenstoffdioxid (CO2), Natriumchlorid (NaCl) Chemische Verbindungen sind zwar aus mehreren Elementen aufgebaut, sind aber keine Mischung von Elementen! Chemische Reaktion und Physikalischer Vorgang Physikalischer Vorgang Chemische Zusammensetzung wird nicht verändert Keine neuen Stoffe ► Z.B Aggregatzustandswechsel, Lösen von Stoffen oder einfaches Mischen Chemische Reaktion ▶ Edukte →→ Produkte Oxidation Reaktion mit Sauerstoff Jede Verbrennung ist eine Oxidation Oxide Produkte von Oxidationen z. B. CO2, H2O ► Antioxidans = Stoff, der Oxidation verhindert (z.B Zitronensäure auf Äpfeln) Flamme = Brennendes Gas (Man braucht einen Brennstoff, 02 und Hitze) Flammpunkt = Temperatur bei der ein Brennstoff ausreichend Gas entwickelt, um mit einer äußeren Zündquelle entzündet zu werden = Entzündungstemperatur= Temperatur, bei der sich ein Brennstoff auch ohne äußere Zündquelle, alleine durch die hohe Temperatur, selbst entzündet Physikalische Größen bei Gasen Volumen: Raum, den ein Gegenstand, Flüssigkeit oder Gas einnimmt Temperatur: Geschwindigkteiten, mit der sich Teilchen bewegen Druck: Kraft, die von einem Gas auf eine bestimmte Fläche ausgeübt wird Hohe T, großes V bei konstantem D Kleines V, hoher D bei konstanter T Hohe T, hoher Druck bei konstantem Volumen Kovalente Bindung/ Atombindung/ Elektronenpaarbindung: Geringe Elektronennegativitätsunterschiede ▸ Nichtmetall + Nichtmetall Bindungspartner teilen sich Elektronen Einfach- und Mehrfachbindungen Geringe Schmelz- und Siedepunkte da die Elemente nur schwach wechselwirken Unpolare Atombindung= beide ziehen gleich stark die e- zu sich Polare Atombindung= es bilden sich Partialladungen/ Dipole im Molekül EN A 0 - 0,4 = unpolare Atombindung EN A 0,4 - 1,7= polare Atombindung H+ H+ Metallbindung: Metall + Metall Atome geben Valenzelektronen ab und bilden als positiv geladene Atomrümpfe ein Metallgitter, in dem die Außenelektronen frei beweglich sind Elektronen bilden Elektronengas ▸ Freibewegliche Außenelektronen gute Wärme und elektrische Leitfähigkeit bei Metallen und Metall-Legierungen ► Legierungen schwer zu verformen (z.B Hammer), wegen der unregelmäßigen Gitterebene + + + + + + + +)+ positiv geladener Atomrumpf +) ● (+ + + Elektron Ionenbindung: Bei hoher Elektronegativitätsdifferenz Nichtmetall + Metall ▸ Element mit geringer EN gibt Elektronen ab und Element mit höherer EN nimmt auf Element, das abgibt, wird ein positiv geladenes Kation Element, das aufnimmt, wird ein negativ geladenes Anion Durch die Ladungen entstehen starke elektrostatische Kräfte, die die lonen zusammenhalten Es bildet sich ein Kristallgitter -> schlechte Wärmeleitfähigkeit, hoher Schmelz- und Siedepunkt Als Feststoffe sind Salze Isolatoren ► Als Schmelze leiten sie elektrischen Strom Na + Cl Nat+:CI: Wasserstoffbrückenbindungen Zwischenmolekulare Wechselwirkung (Kraft zw. Mind. Molekülen) ► Zwischen Molekülen, wenn H an einem elektronegativeren Partner gebunden ist Wasser ist polar → O ist elektronegativer (Partialladung) → Dipol, Wassermoleküle richten sich so, dass der +pol des einen Moleküls zum -Pol des anderen Moleküls, sich anziehen F, O, N, Cl + Wasserstoff: H-Brücken Eis, Wassermoleküle im Sechseck → nicht gasförmig und geringe Dichte Höhere Siedetemperaturen Chemische Reaktionen Stoffumwandlung= chemische Reaktion Edukte (Ausgangsstoffe) Produkte (Endstoffe) Reaktionsgleichung ► A+B -> C + D = Reaktion in eine Richtung, meistens aber: ▶ A + B <-> C + D = umkehrbare Reaktion Angabe von Zahlen vor den Reaktanden und Molzahlenverhältnissen ▶z.B. 2H2 + O2 -> 2H2O ▶ C + CO2 <-> 2CO Chemisches Gleichgewicht Dynamisches Gleichgewicht Reaktion, die stattfindet, obwohl sie nicht mehr zu beobachten ist Chemisches Reaktionen, die einen Gleichgewichtszustand einnehmen können Der Gleichgewichtszustand: Obwohl Hin- und Rückreaktion beständig ablaufen, verändern sich im Gleichgewicht die Konzentrationen der Edukte und Produkte nicht Die Geschwindigkeit ist Hin und zurück gleich Chemisches Gleichgewicht Massenwirkungsgesetz: Geschwindigkeit: Proportional zur Aktivität der Edukte Je höher die Aktivität der Edukte ist, umso schneller läuft die Reaktion ab -> ▸ Aktivität der Edukte nimmt ständig ab -> Geschwindigkeit der Hinreaktion verringert sich Aktivität und Geschwindigkeit der Produkte (Rückreaktion)größer a A+bB = cС+dD Damit ist nicht gemeint, dass dieselbe Anzahl von Edukten und Produkte vorliegt, sondern dass die Reaktionsgeschwindigkeiten von der Hin und Rückreaktion gleich sind Genauso viele Edukte reagieren zu Produkten wie umgekehrt Chemisches Gleichgewicht V-hin: Geschwindigkeit der chem. Hinreaktion ► V-rück: Geschwindigkeit der chem. Rückreaktion ► K-hin= Geschwindigkeitskonstante der Hinreaktion ► K-rück= Geschwindigkeitskonstante der Rückreaktion Uhin = khin · cª (A) - c' (B) d Vrück = krück · C² (C) · c² (D) (C-Konzentration) Whin = Vrück Chemisches Gleichgewicht Gleichgewichts-/Massenwirkungskonstante: Ka 0 So gut wie Keine Reaktion = khin c²(C) · cd (D) Krück ca (A).cb (B) Sagt aus, auf welcher Seite sich das Gleichgewicht befindet. Zunahme von K (>1) = Verschiebung des GW auf die Seite der Produkte -> mehr Produkte Abnahme von K (<1) = GW auf der Seite der Edukte -> mehr Edukte Ein Anteil Edukte und Reagieren fast ein Anteil Produkte vollständig zu Produkten 10-3 0,001 1 10³ 1000 Chemisches Gleichgewicht Beispiel: ► Kc= 57 bei 700 K: H2 + 12 <-> 2HI 57 liegt zwischen 0,001 und 1000 Im Gleichgewicht gibt es Wasserstoff und lod, und gleichzeitig lodwasserstoff H2 und 12 werden nicht vollständig aufgebraucht, sonst wäre Kc höher als 1000 Katalysatoren Herabsetzen der Aktivierungsenergie Beschleunigt/verlangsamt eine Reaktion Wenig Energieaufwand Wirkt selektiv Die Stoffmenge an Katalysator vor der Reaktion ist gleich der Stoffmenge nach der Reaktion Störung des Gleichgewichts - Prinzip von Le Chatelier Wird ein chemisches Gleichgewicht gestört, dann läuft diese Reaktion beschleunigt ab, die diese Reaktion wieder rückgängig macht Störungen: Zufuhr/ Entzug von Wärme Änderung des Volumens bei Gasreaktion Änderung der Stoffmengen Störung des Gleichgewichts - Prinzip von Le Chatelier Konzentrationsänderungen: Gleichgewichtsverschiebung in die Richtung, die einen Teil dieser Komponente verbraucht/entstehen lässt. Änderung Zugabe von A/B Zugabe von C/D Entzug von A/B ► Entzug von C/D ► Temperatur- und Druckänderung -> bewirkt Zunahme der Produkte Zunahme der Edukte Zunahme der Edukte Zunahme der Produkte Änderung der Gleichgewichtskonzentrationen Störung des Gleichgewichts - Prinzip von Le Chatelier Änderung der Temperatur: Einstellung eines neuen Gleichgewichts mit veränderten Konzentrationen Wärmeentzug begünstigt exotherme (wärmeliefernde) Reaktion Wärmezufuhr begünstigt die endotherme (wärmeverbrauchende) Reaktion Störung Temperaturerhöhung Temperaturerniedrigung Art der Reaktion exotherm Endotherm exotherm Endotherm Zunahme der Edukte Produkte Produkte Edukte Störung des Gleichgewichts - Prinzip von Le Chatelier Änderung des Drucks/ Volumens: Nur in einem geschlossenen System Das System verringert den durch eine Volumenverkleinerung erzeugten Druck, indem es zugunsten der Seite abläuft, die die geringere Teilchenzahl aufweist und somit das kleinere Volumen benötigt Beeinflussung der Lage des Gleichgewichts durch eine Druckerhöhung: Bei konstantem Reaktionsvolumen durch weitere Zufuhr von Edukten Bei veränderlichen Reaktionsvolumen durch Kompression Im offenen System kann das bei der Reaktion entstandene Gas ständig entweichen Wichtige anorganische Reaktionen Redoxreaktionen Säure-Base-Reaktionen Reaktionen von Oxiden mit Wasser Reaktion von Säuren mit Metallen Wichtige anorganische Reaktionen Redoxreaktionen: Reaktionen, in denen Elektronen getauscht werden Oxidation: ▸ Elektronenabgabe (Sauerstoffaufnahme und Wasserstoffabgabe) Substanzen, die andere leicht oxidieren können, nennt man Oxidationsmittel Rasche Oxidation = Verbrennung Beispiele für Oxidationsmittel: Sauerstoff, Halogene (Fluor, Chor, Brom, lod), Edelmetall-Kationen, sauerstoffreiche Verbindungen mit Atomen mit hoher Oxidationszahl (auch konzentrierte Schwefel- und Salpetersäure, Kaliumpermanganat, Kaliumperchlorat, Kaliumnitrat,...) Wichtige anorganische Reaktionen Redoxreaktion Oxidationsmittel Beispiel: M→M²+ + 2e Oxidation: Das Metall M gibt zwei Elektronen ab O +2e 0²- M +0 →M²+ + O²- Sauerstoff reagiert als Oxidationsmittel immer unter Aufnahme von 2 Elektronen pro Atom Reduktion: Sauerstoff O nimmt zwei Elektronen auf Redoxreaktion: Sauerstoff oxidiert das Metall und wird dabei selbst reduziert Andere Reaktionen mit Sauerstoff: Eisen + Sauerstoff -> Eisenoxide = Rost Wasserstoff + Sauerstoff -> Dihydrogenmonoxid = Wasser ► Kohlenstoff + Sauerstoff -> Kohlenstoffdioxid Wichtige anorganische Reaktionen Oxidationszahl: Gibt an, wie viele Elektronen ein neutrales Atom innerhalb einer Verbindung formal aufgenommen (-) bzw. abgegeben (+) hat Regeln zur Bestimmung der Oxidationszahl: Elemente erhalten die OZ null Bei mehreren gleichen Atomen aneinander, erhalten die Bindungspartner OZ O Summe der OZ aller Atome einer mehratomigen Verbindung = Ladung der Verbindung Kovalente Bindungen werden in lonen aufgeteilt Wichtige anorganische Reaktionen Hilfsregeln zur Bestimmung der Oxidationszahl: Metalle bekommen in Verbindungen und als lonen immer eine positive Oxidationszahl Alkalimetalle haben +1, Erdalkalimetalle +II Fluoratom: -1 Wasserstoffatom: + Sauerstoffatom: -II, in Peroxiden: -I Halogenatome: -1, außer mit O oder anderem Halogen, das im PSE höher steht Kovalente Bindung: Bindungselektronen werden dem elektronegativeren Bindungspartner zugeteilt, gleiche Bindungspartner erhalten je die Hälfte der Bindungselektronen; die Oxidationszahl entspricht den zugeteilten Bindungselektronen im Vergleich zu der Anzahl der normalerweise vorhandenen Außenelektronen. Wichtige anorganische Reaktionen Reduktion: Elektronenaufnahme (Sauerstoffabgabe und Wasserstoffaufnahme) Substanzen, die andere leicht reduzieren können, nennt man Reduktionsmittel Reduktionsmittel geben ab, Oxidationsmittel nehmen auf Reduktionsmittel ist der Stoff, der dem Reaktionspartner Elektronen zur Verfügung stellt Dieser wird dann selbst oxidiert (Elektronendonator) Wichtige anorganische Reaktionen Reduktionsmittel: Wasserstoff H2 Unedle Metalle (Alkali-, Erdalkalimetalle, Aluminium, Zink,...) Kohlenstoff Methan, Ethan, andere brennbare Stoffe Hydride wie Lithiumaluminiumhydrid und Natriumborhydrid ► Schwefelwasserstoff und Natriumsulfid, Natriumsulfit, Natriumdihionit, Natriumthiosulfat Wichtige anorganische Reaktionen Säure-Base-Reaktionen: Säure= Protonendonator, gibt ein Wasserstoffion ab Base= Protonenakzeptator nimmt das Wasserstoffion auf Reaktion Säure und Base = Neutralisation Wenn die Base ein Metallhydroxid ist, entsteht als Nebenprodukt Wasser Beispiele: Bildung von Kochsalz: HCl + NaOH -> NaCl + H2O Bidlung von Kaliumbromid: HBr + KOH -> KBr + H2O Bildung von Ammoniumchlorid: HCl + NH3 -> -> NH4CL Wichtige anorganische Reaktionen Reaktion von Oxiden mit Wasser: Nichtmetalloxide reagieren mit Wasser unter Bildung einer Säure, Metalloxide bilden mit Wasser ein Metallhydroxid (Base) ► Bildung von Schwefelsäure: SO3 + H2O -> H2SO4 Bildung von Kaliumhydroxid: K2O + H2O -> 2KOH Bildung von Aluminiumhydroxid: Al2O3 + 3H2O -> 2Al(OH)3 Wichtige anorganische Reaktionen Redoxreaktion Begriffe: Elektronendonator: Reaktionspartner, der ein e- abgibt Elektronenakzeptator: Reaktionspartner, der das e- aufnimmt Oxidationsmittel: Nimmt ein e- auf und wird selbst reduziert Reduktionsmittel: Gibt ein e- ab und wird selbst oxidiert Oxidation: Teilreaktion der RR, bei der die Oxidationszahl erhöht wird Reduktion: Teilreaktion der RR, bei der die Oxidationszahl erniedrigt wird Wichtige anorganische Reaktionen Reaktion von Säuren mit Metallen: Säuren bilden mit Metallen Salze, wobei die Säure die aciden H-Atome durch ein Metall ersetzt. Als Nebenprodukt entsteht Wasserstoff Me: Metall; R: Säurerest; H: Wasserstoffatom 2HR + Me -> MeR2 + H2 Beispiele: Reaktion von Schwefelsäure mit Natrium: H2SO4 + 2Na -> Na2SO4 + H2 Reaktion von Salpetersäure mit Kalium: 2HNO3 + 2K -> 2KNO3 + H2 Aber: Reaktion von Kohlensäure mit Kupfer: H2CO3 + 2Cu -> keine Reaktion (Säure zu schwach und Metall zu edel) Wichtige anorganische Reaktionen Nachweis: Methode der Analytischen Chemie, die dazu dient eine Stoffprobe zu untersuchen Untersuchen nach: Enthaltenen Einzelkomponenten (qualitativ) Deren Menge oder Konzentration (quantitativ) ►Spezifische Eigenschaften Nachweisreaktionen: Eine Chemische Reaktion, die für einen Nachweis benutzt wird Nachweisgeräte: Chromotographie, Spektroskopie, Photometrie, Komplexometrie, Oxmometrie, Volumetrie, Refraktrometrie, Viskosimetrie, Gravimetrie und elektroanalytische Methoden Dehydrierung und Dehydratisierung Dehydrierung: Wasserstoff-Atome werden in einer chemischen Reaktion vom Molekül abgespalten Beispiel: Ethanol →Ethanal H3C OH + Fermentation C₂H6O 0₂ Ethanol Sauerstoff H3C OH + H₂O C₂H4O2 H₂O Essigsäure Wasser H beim 2.C wurde durch Sauerstoff ersetzt, also abgespalten Dehydratisierung: Abspaltung von Wasser-Molekülen Quelle https://www.chemie.de/lexikon/Grundlagen_der_Chemie.html#Strukturchem ie https://www.youtube.com/c/musstewissenChemie/videos https://www.chemie.de/ ▶https://www.uni-due.de/~adb297b/ss2014/.MINT-Skript.pdf