Ratgeber Chemie inkl. Aufgaben

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HF c) H₂ d) NaF e) SO4 f) H₂O g) CH4 h) K₂O i) N₂ j) NH3 2 Aufgabe 2: Chemische Bindungen Gib für folgende Verbindungen die beteiligten Verhältnisformel an: a) Magnesiumnitrid M93N2 b) Magnesiumchlorid MgCl₂ c) Natriumsulfid d) Calciumnitrid e) Kaliumsulfat f) Aluminiumfluorid Na₂S CQ3N2 Kasou AlF3 Wann ist eine Bindung polar, unpolar oder ionisch? Unpolar: bei einer DEN < 0,4 Polar: 04 GEN <1,7 lonisch: _AEN >1,7 (Achtung! Es gibt Ausnahmen wie HF!) Gib an, welche Bindungsart bei den folgenden Verbindungen vorliegt: a) CO₂ pdar b) HF c) H₂ unpolar d) NaF ionisch e) so polar f) H₂O polar g) CH4 h) K₂0 ionisch polar !!! unpolar lonen und die entsprechende i) N₂ unpolar j) NH3 polour 2 INHALTSVERZEICHNIS Vorwort......... Das Fach Chemie: Eine Einführung....... 1. Sekundarstufe 1 (Klasse 7-10)... Theorie + Praxis = Chemieunterricht... Der Rahmenlehrplan........ Anorganische Chemie...... Organische Chemie.. Das Experimentieren.... 2. Gymnasiale Oberstufe (Klasse 11-Abitur).. Vertiefung der Grundlagen......... Der Leistungskurs (LK) und Grundkurs (GK).. Physikalische Chemie........ Anorganische Chemie. Organische Chemie.. 3. Allgemeine Tipps......... ...und wo fange ich an?... Richtig lernen für Chemie - geht das?. Mündliche Mitarbeit: Der Grundstein.... Die Klausuren... Das Abitur - jetzt wird's ernst!.. Checklisten, Tabellen, Nützliches.. Elektronegativitäten nach Pauling... Basiskonzepte in der Chemie. Kompetenzbereiche und Bildungsstandards. Themen bis Klasse 10.. Themen bis zum Abitur.. Thermodynamik: Formeln, Größen, Werte. Übersicht über Säuren und ihre Salze..... PSE in schwarz-weiss...... Lernplan........ Glossar: Fachbegriffe aus der Chemie.. 3 5 7 7 7 8 22 26 29 29 29 31 .33 40 57 57 57 64 .66 70 73 73 73 74 81 .89 93 95 96 97 98 Welche Wechselwirkung liegt bei den folgenden Molekülen vor? CH3 H3C H-CII OH Wasserstoffbrücken Dipa-Dipa - ww Aufgabe 3: Stöchiometrie a) Welche Masse Zinksulfid (ZnS) erhält man bei der Reaktion einer Zinkportion der Masse 200 g mit Schwefel? Zn + S m(s) = 2009 M(S) = 32 9/mol M(zns) = 97,5 9lmol n (zns) n(s) Van-der-Waais ww 1/=. ZnS = 1 => n (ans) = n(Sa) M (ZNS) M(ZNS) m (Zns) = = m (s) = M (S) = m(s) M(S) 200g 329/mol 609,33 9 m(S) M (SA) M(ZNS) • 97.59/md Welche Wechselwirkung liegt bei den folgenden Molekülen vor? CH3 H3C H-CII OH Aufgabe 3: Stöchiometrie a) Welche Masse Zinksulfid (ZnS) erhält man bei der Reaktion einer Zinkportion der Masse 200 g mit Schwefel? 3 VORWORT Chemie und du... ihr seid nicht so die besten Freunde, hm? Was anderes würde mich wun- dern, denn sonst wärst du jetzt vermutlich nicht hier und würdest dir diesen Ratgeber zu Gemüte führen. Du bist damit aber gewiss nicht allein: Chemie gehört in der Schülerschaft nicht unbedingt zu den Fächern, die ein sonderlich hohes Ansehen genießen - Sport, Kunst und Deutsch sind schließlich viiiel cooler als Chemie, nicht wahr? ;) Vermutlich wirst du auch noch ein paar Jahre mit Chemie zu tun haben. Ob freiwillig oder unfreiwillig, das sei mal dahingestellt. Was auch immer dich hierher verschlagen hat, du möchtest vermutlich Hilfe. Dabei stellen sich dir eventuell auch folgende Fragen: Welche Themen muss ich bis zum Ende der zehnten Klasse überhaupt in Chemie beherr- schen? (Glaube mir, die Frage bekomme ich täglich!) Wie bereite ich mich richtig auf das Chemie-Abitur vor? Wie kann ich meine Leistungen verbessern? Und noch viele mehr. Ich möchte zumindest versuchen, dir diese Fragen zu beantworten. Und dir Werkzeuge wie Checklisten an die Hand geben, damit du in Chemie voll durchstarten kannst. Es erwartet dich eine Mischung aus Tipps und Zusammenfassungen. Dies soll aber kein Chemiebuch werden, sondern nur eine Übersicht geben. Dazu gehört allerdings leider auch ein bisschen Text. Wenn du dich davon nicht abschrecken lässt, dann bist du hier genau richtig! Ich wünsche dir viel Spaß mit diesem Ratgeber, den ich nach besten Wissen und Gewissen erstellt habe. Ich hoffe sehr, dass du gut damit arbeiten kannst und schon bald Erfolge in Chemie verzeichnen kannst. ...und wenn du nach diesem Ratgeber immer noch nicht genug haben solltest, schau doch mal bei Instagram unter @somestudystuff vorbei - dort poste ich Tipps und Zusammenfas- sungen rund um Chemie (und Latein)! In diesem Sinne: Viel Spaß beim Lesen! 4 b) Metallisches Quecksilber kann durch Reaktion von Zinnober (Quecksilbersulfid, HgS) mit Eisen erhalten werden: HgS+ Fe Hg + FeS Welche Masse Zinnober muss zur Gewinnung eine Stoffportion Quecksilber der Masse 1 kg umgesetzt werden? Welche Masse Eisen ist dazu notwendig? c) Aluminium reagiert mit Brom. Welche Stoffmenge Aluminium benötigt man, um eine Stoffportion Brom der Stoffmenge 6 mol vollständig chemisch umzusetzen? Welche Masse muss die Bromportion haben, um mit einer Stoffportion Aluminium von 81 g zu reagieren? 4 b) Metallisches Quecksilber kann durch Reaktion von Zinnober (Quecksilbersulfid, HgS) mit Eisen erhalten werden: HgS+ Fe Hg + FeS Welche Masse Zinnober muss zur Gewinnung eine Stoffportion Quecksilber der Masse 1 kg umgesetzt werden? Welche Masse Eisen ist dazu notwendig? n(Hg) = n(HgS) = n(Fe) m(H3)=10009 M (1+3) = 200,53 imol M(Hgs) = 232,65 31ma M(Fe) = 55,859lmd -Eisenter: M(Fe) = m(H₂). M(Hg) = 10009 200.5%/md -- M(Fe) n(Al) ^ (Br₂) 1 55,859/mol = 2A1+3 Br₂ c) Aluminium reagiert mit Brom. Welche Stoffmenge Aluminium benötigt man, um eine Stoffportion Brom der Stoffmenge 6 mol vollständig chemisch umzusetzen? •Zimoter: m (itgs) = Welche Masse muss die Bromportion haben, um mit einer Stoffportion Aluminium von 81 g zu reagieren? => für & Mol Brom benötigt man 4 Mol Aluminium. = 2 Al Brz m. (Hg). M(HgS) M(Hg) 10003 200.59Imdl n (Br₂) n (Al) n (Br₂) = ³/n (Al) - دادم m(Br₂) = 2³/2/2· M(A1) M(Al) •232,65 % / mol 3 319 279lmd •M (BR₂) 159,8 %/mol d) Welche Stoffmenge entspricht einer Eisenportion der Masse 1 g? Wie viel Eisenatome sind in dieser Stoffportion enthalten? M(Fe) = 13 M (Fe) = 55,85 9/md n (Fe) n 2 Ag 2 Zn Fe Aufgabe 4: Reaktionsgleichungen aufstellen Gleiche die folgenden Reaktionsgleichungen aus: Ag2S 02 → 2 ZnO 2 Cu 3 FeS 2 CuO + + + + m (Fe) M(Fe) + Mg + FeS + S + 5 02 3 02 02 C ← N=n·NA = 0,018 mol · 61022-1023 Teilchen 22 = 1,03·10° Teilchen (Atome 19 557359md 702 2 Fe203 → 2 CuO Cu20 ➜ Fe304 → 2 Cu MgO →2 Fe203 + 3 SO2 + CO2 = 0,018 mol + 2 Cu + 4 SO2 (mol d) Welche Stoffmenge entspricht einer Eisenportion der Masse 1 g? Wie viel Eisenatome sind in dieser Stoffportion enthalten? Aufgabe 4: Reaktionsgleichungen aufstellen Gleiche die folgenden Reaktionsgleichungen aus: Ag2S Ag Zn Fe Cu FeS + + + + + CuO + Mg + FeS + S 02 02 02 02 C Cu20 ➜ 02 个 ZnO Fe203 CuO Fe304 Cu + SO2 + CO2 MgO + Fe203 + Cu SO2 5 Vielleicht erinnerst du dich noch an die erste Chemiestunde deines Lebens. Thema in der Regel: ,,Was ist Chemie?" Vermutlich hast du diese oder eine ähnliche Definition bekommen (Quelle: Wikipedia): ,,Chemie ist diejenige Naturwissenschaft, die sich mit dem Aufbau, den Eigenschaften und der Umwandlung von chemischen Stoffen beschäftigt“. Klingt vielleicht ein bisschen sperrig, aber nur auf den ersten Blick. Auf den zweiten Blick beschreibt dieser Satz Chemie eigentlich perfekt. Folgende drei Aspekte fallen direkt ins Au- ge: DAS FACH CHEMIE: EINE EINFÜHRUNG ● ● Aufbau von Stoffen Eigenschaften von Stoffen Stoffumwandlung (und ihre Energetik!) Das heißt: Man guckt sich an, wie die Stoffe aussehen. Das meint natürlich nur teilweise, dass man den Stoff vor sich hat und guckt, na ja, wie sieht der denn nun aus - ist er blau, lila, farblos/weiß (wie leider gefühlt alles in der Chemie)? Das meint eher die chemische Struktur. Das sind diese witzigen chemischen Formeln mit Strichen und Buchstaben (die man übrigens Elementsymbole nennt!). Das Aussehen der Stoffe - also ob sie blau, lila, farblos/weiß (wie gefühlt alles in der Chemie) sind zählt zu den aften. Dazu gehört aber noch viel Anderes, vor allem Physikali- sches: Schmelzpunkt, Siedepunkt, Löslichkeit in polaren Stoffen (oft Wasser) oder unpolaren Stoffen (oft Heptan), Aggregatzustand, Geruch... Geschmack bitte nicht, denn an den Chemi- kalien wird bitte nicht genascht! Ich möchte nicht diejenige sein, die dann mit dir den Nach- mittag im Krankenhaus verbringt, weil du dachtest, diese tollen weißen Kristalle in der Che- miesammlung seien Zucker, obwohl es sich dabei in Wahrheit um Kaliumcyanid (Zyankali) handelt. Und dein Chemielehrer oder deine Chemielehrerin ganz sicher auch nicht. Also: Finger raus aus den Stoffen (und deine Zunge sowieso), außer, du bekommst aus- drücklich die Erlaubnis von der Lehrkraft!!! Stoffumwandlung heißt: Stoff 1 reagiert mit Stoff 2 zu Stoff 3. Stoff 3 hat komplett neue Ei- genschaften. Manchmal sind da auch ein paar mehr Stoffe mit im Spiel, aber das soll uns hier mal nicht interessieren. Und bei den Reaktionen wird Energie gebraucht (endotherm) oder Energie frei (exotherm). Und was es da so für Reaktionen gibt, das gehört in diesen Bereich. Die Chemie ist im Groben in drei Bereiche gegliedert: Anorganische Chemie, organische Chemie und physikalische Chemie. Natürlich gibt es innerhalb dieses Spektrums zahlreiche Hybride und Teildisziplinen wie Biochemie, Bioorganik, Bioanorganik, technische Chemie, Metallchemie, Nichtmetallchemie, Quantenchemie, Thermodynamik u.s.w. - da blickt man 5 natürlich irgendwann nicht mehr durch. Deshalb sollen uns nur die drei großen Teilbereiche interessieren. Die Anorganik beinhaltet kohlenstofffreie Verbindungen. Zum Beispiel Salze oder Komplexe. Zahlreiche Nachweisreaktionen fallen auch darunter. Das ist das Gebiet, was euch die ersten zwei, drei Jahre in Chemie interessiert; die Organik kommt erst später. Die organische Chemie hingegen befasst sich mit Kohlenwasserstoffen. Gern sagt man auch ,,Chemie des Lebens“ oder so, aber das stimmt nur bedingt. Die organische Chemie kann groteske Züge annehmen. Aber die KMK (Kultusministerkonferenz - die beschließen so Zeugs wie Rahmenlehrpläne und so) ist nett zu euch und erspart euch - zumindest bis zur gymnasialen Oberstufe - die schlimmen Dinge der Organik. Bis Klasse 10 bekommt man ei- nen eher oberflächlicheren Einblick in die Organik. Bis zum Abitur wird der dann etwas ver- tieft. Physikalische Chemie ist so ein Gebiet, das euch die ganze Zeit begleitet. Es geht kaum ohne. Denn die physikalische Chemie gibt euch ein theoretisches Grundgerüst. Die richtigen" Phy- sikochemiker befassen sich natürlich mit so Zeugs wie Verfahrenstechnik, aber auch du kommst in Grundzügen damit in Berührung: Wie ist ein Atom aufgebaut? Wie steht es um die Energetik? Welche Bedingungen müssen gelten, um z.B. mit dem Haber-Bosch-Verfahren eine möglichst große Ausbeute zu generieren? Und leider kommst du um ein weiteres Lieblingsfach vieler Schülerinnen und Schüler nicht herum: Mathematik. Ja, auch in der Chemie muss man viel rechnen. Das heißt: Du solltest schon ein bisschen Mathe können, um in Chemie keine allzu großen Schwierigkeiten zu be- kommen. Ich weiß, das klingt total motivierend. Vor allem, wenn du Mathematik nichts ab- gewinnen hast. Aber nicht verzagen - später gibt's eine Erklärung mit den wichtigsten For- meln. Wenn du mit denen umgehen kannst, ist alles im grünen Bereich! Jetzt weißt du zumindest so ungefähr, was in der Chemie abgeht. Und damit arbeiten wir jetzt weiter! 6 Aufgabe 5: Nomenklatur und funktionelle Gruppen Benenne folgende Alkane: 1. Name: 3. Name: 5. Name: HC H CH3 H2 HC Н CH3 нствен Н c) 3,4,4,5-Tetramethylheptan CH3 e) 4-Ethyl-2,4-dimethylheptan Gib die Strukturformeln der folgenden Verbindungen an: a) 2,2,3,3-Tetramethylpentan -CH3 2. Name:: 4. Name: 6. Name: b) 2,3-Dimethylbutan d) 3-Ethyl-3,4-dimethylheptan f) 2,5-Dimethylhexan HC не H нена 2 H₂ Ң С С. H CH H C-CH3 H Ң Ң CH3 Aufgabe 5: Nomenklatur und funktionelle Gruppen Benenne folgende Alkane: 1. H₂ H₂ H₂C-CC-CH₂ H₂ Name: - Pertan 3. H₂C_H CH₂ H₂ H₂CH Name: 2,3-Dimethylpentan 5. H₂ CH₂ H c H₂CH₂ _C-CH₂ H₂C Name: 2,5-Dimethylhexan c) 3,4,4,5-Tetramethylheptan Gib die Strukturformeln der folgenden Verbindungen an: a) 2,2,3,3-Tetramethylpentan e) 4-Ethyl-2,4-dimethylheptan CH3 2. Name: 2-Methylpentan 4 b) 2,3-Dimethylbutan H₂ Name: 2-Methylhexain 6. CH₂ H₂ d) 3-Ethyl-3,4-dimethylheptan f) 2,5-Dimethylhexan C²-CH₂ H₂CH₂CH₂ H₂ H₂C H₂C H Name: 2,3-Dimethylheptan H₂ CH3 1. SEKUNDARSTUFE 1 (KLASSE 7-10) Theorie + Praxis = Chemieunterricht Na toll da mach' ich schon einen Ratgeber und fange dann, wenn es wirklich ernst wird, mit einer Formel an. Aber auch, wenn du gerade vielleicht die Augen verdrehst und im Be- griff bist, den Ratgeber in der hintersten Ecke deiner Schublade, kuschelig neben den ver- steckten Brotboxen von vor den Sommerferien (upsi!), gleich mit vergammeln zu lassen: Keine Sorge, es wird gleich besser! Der Chemieunterricht ist im Wesentlichen aus zwei Teilen aufgebaut: Theorie und Praxis. Oder wenn du ganz viel Pech hast, besteht dein Chemieunterricht fast nur aus Theorie. An der Stelle: Mein Beileid dafür! Dennoch zeige ich dir, was du beim Experimentieren alles be- achten musst, damit du dort keine Schwierigkeiten bekommst. Der Rahmenlehrplan Mit das wichtigste Dokument für die Lehrkraft, wenn sie den Unterricht plant, ist der Rah- menlehrplan. Natürlich spielt die Didaktik auch eine Rolle, aber Methoden werden nicht nach dem Inhalt, sondern nach der Lerngruppe ausgewählt. Und dieser Lehrplan sollte auch für dich zum wichtigsten Dokument werden, wenn du dich in Chemie verbessern willst. Im Rahmenlehrplan sind nicht nur alle Themen aufgelistet, die du bis zum mittleren Schulab- schluss bzw. bis zum Abitur können solltest. Da steht zum Beispiel auch drin, welche Basis- konzepte und Kompetenzbereiche im Unterricht abgedeckt werden sollen. Da steht dann z.B. sowas (Quelle: Rahmenlehrplan Chemie, Sek I, Berlin): Stoff-Teilchen- Konzept Struktur- Eigenschafts- Konzept Konzept der chemischen Reaktion Energie-Konzept Die erfahrbaren Phänomene der stofflichen Welt und deren Deutung auf Teilchenebene werden konsequent unterschieden. Art, Anordnung und Wechselwirkung der Teilchen bestimmen die Eigenschaften eines Stoffes. Bei chemischen Reaktionen werden Stoffe sowie die Art, Anordnung und Wechselwirkung der Teilchen verändert. Alle chemischen Reaktionen sind mit Energieum- sätzen verbunden. 7 g) 3-Ethyl-2-methylpentan Zeichne je ein Beispiel für die folgenden organischen Verbindungen und kennzeichne die funktionelle Gruppe: Alkylhalogenid Alkohol Säurechlorid Ester h) 2,2,4-Trimethylpentan Acetal 7 Nitril Carbonsäure Amid Amin Imin g) 3-Ethyl-2-methylpentan Zeichne je ein Beispiel für die folgenden organischen Verbindungen und kennzeichne die funktionelle Gruppe: Alkylhalogenid Alkohol Säurechlorid Ester Acetal но ito Br رمشه OH فاشر Cit 5. OH (Maltose) HO CH h) 2,2,4-Trimethylpentan at Nitril Carbonsäure Amid Amin Imin C=N مشر میداشر HO. •N-H (primār) H Aufgabe 6: Quantenzahlen, Orbitalmodell a) Welche Quantenzahlen gibt es? Was sagen Sie aus? Wie ermittelt man sie? Hauptquantenzahl n: Größe (Energie a Orbitals Nebenquantenzahl: Form a. abitais; l≤n-^ magn. Quantenzahl m₂: raume. Ausrichtung; -I ≤mste Spinquantenzahls: Eigendrehimpuls; s = = = = b) Gib die Elektronenkonfigurationen von Mg, N und I an (Kurzschreibweise). Nenne die zu den Valenzelektronen gehörigen Quantenzahlen (Hauptquantenzahl n; Nebenquantenzahl 1, Magnetquantenzahl m) Orbital Mg: 15² 2s ² 2p 3s² = [Ne] 3s²; n = 3,6 = 0,12 m₂ = -1,0₂₁1₁-2₁ +2 2 N: 15² 25² 2p ³ = [He] 2s² p²³;n=2;l=0₁1; m₂ = ~1₁0,₁1 1: AS ² 2s ² 2p6 SS² 3p6 45²39 10 up² 55² 40 10 5p5 = [ir]55² $d 105p² n = 5;l=0₁1₁2₁34; M₁₂ = -4₁-31-2, -1, 0, 1, 2, 3, 4 + c) Geben Sie die Elektronenkonfiguration der lonen F und Se²- an. Welche lonen besitzen eine Edelgaskonfiguration? F: [ite]2s²p6 = [Ne] => Edelgaskonfiguration se²: [Ar] 4s² 391⁰ up6 = [kr] => Edelgaskonfiguration d) Was versteht man unter einem Orbital? Den Bereich, in dem sich ein Elektron mit etwa 90% iger wahrscheinlichkeit aufhäft. Du denkst dir vermutlich: Was bringt mir das? Ne ganze Menge! Denn wenn du dir den Rahmenlehrplan genauer durchliest, wirst du feststellen, dass dort auch unter den Stichwor- ten ,,Kompetenzbereiche" und ,,Basiskonzepte" ziemlich viele Kompetenzen und Fertigkeiten stehen, die man haben sollte. Ganz unabhängig davon, ob du den Stoff an sich verstehst. Damit das für dich etwas verständlicher ist, findest du auch dazu am Ende eine Checkliste mit den Kompetenzen, die du am Ende der 10. Klasse in Chemie neben dem Thematischen haben solltest. Halten wir fest: Im Rahmenlehrplan stehen Infos zu Inhalten, Basiskonzepten und Kompe- tenzbereichen, die man in den Klassen 7 bis 10 erlernen sollte. Das heißt auch: Der Rahmen- lehrplan bildet die Grundlage deines Lernens. Setze dich also wirklich mit dem Rahmenlehr- plan auseinander und analysiere, wo deine Schwächen liegen, um an ihnen zu arbeiten. Da- mit solltest du sowieso immer beginnen, wenn du an deinen Leistungen arbeiten willst. Anorganische Chemie Was AC ist, habe ich oben schon erklärt. Was man da so lernt, erzähle ich dir jetzt. Natürlich erzähle ich dir nicht lang und breit, wie die Themen alle funktionieren. Und auch, wenn viele das gern hätten, dass dieser Ratgeber die gesamte Chemie noch einmal schön zusammen- fasst das würde leider absolut den Rahmen sprengen. Deshalb greife ich sowohl hier als auch in der Oberstufe nur die wichtigsten Themengebiete ganz knapp und eher als Übersicht auf. Die Arbeit mit dem Periodensystem ist essenziell und lernst du auch direkt am Anfang des Chemieunterrichts. Ein PSE findest du ebenfalls am Ende des Dokuments. Das PSE ist unter- teilt in Haupt- und Nebengruppen, zudem gibt es noch Perioden: Die Hauptgruppe sagt dir, wie viele Elektronen die äußerste Schale des Elements hat. Steht es also in der 1. Hauptgruppe, hat es ein Elektron auf der äußersten Schale. Die Periode sagt dir, wie viele Schalen das Element hat. Bist du bspw. in der 3. Perio- de, so hat das Element drei Schalen. Die Nebengruppen sind spezieller und die lasse ich hier erstmal weg. Die Elemente sind nun nicht nur in Waagerechten und Senkrechten angeordnet, sondern tragen selbst noch Infor- mationen: Ordnungszahl Normalpotential IReduktionspotentiall E' in V mit Oxidationsstufen [n] Symbol Name 1 -0,00(1) 1,008 2,20 1s¹ -259/ -253 1,-1 H Wasserstoff 8 Relative Atommasse in u Elektronegativität (nach Allred / Rochow) Elektronenkonfiguration Schmelz-/Siedetempe Oxidationszahlen häufigste in °C Aufgabe 6: Quantenzahlen, Orbitalmodell a) Welche Quantenzahlen gibt es? Was sagen Sie aus? Wie ermittelt man sie? b) Gib die Elektronenkonfigurationen von Mg, N und I an (Kurzschreibweise). Nenne die zu den Valenzelektronen gehörigen Quantenzahlen (Hauptquantenzahl n; Nebenquantenzahl I, Magnetquantenzahl m) Mg: N: 1: c) Geben Sie die Elektronenkonfiguration der lonen F und Se² an. Welche lonen besitzen eine Edelgaskonfiguration? F: Se²: d) Was versteht man unter einem Orbital? 8 e) Was für Orbitale gibt es? f) Kohlenstoff und Wasserstoff reagieren zu Methan. Erkläre die Vierbindigkeit des C-Atoms im Methanmolekül mithilfe des Orbitalmodells. Kohlenstoff im Grundzustand: Angeregter Zustand Kohlenstoff: Struktur von Methan und Geometrie: Wasserstoff im Grundzustand: Hybridisierter Zustand: 9 E e) Was für Orbitale gibt es? s-Orbital (Kugel) p-orbitale (Hantelfamig). a-arbitale (Propeller";d: Hantel mit Ring) f-Orbitale f) Kohlenstoff und Wasserstoff reagieren zu Methan. Erkläre die Vierbindigkeit des C-Atoms im Methanmolekül mithilfe des Orbitalmodells. H Kohlenstoff im Grundzustand: At 25 AS Angeregter Zustand Kohlenstoff: +4 +25 4 15 +1 Struktur von Methan und Geometrie: ·U - I H 2P +++ 2P C- - It H + C E •!!!!|| it tetraednisch Wasserstoff im Grundzustand: E 7-15 Hybridisierter Zustand: At 千千千千 3 4x sp³ H kann mit je einem It-Atom binden S it S S Sps o H H Natürlich sind das jetzt sehr viele Infos. Interessieren tun uns aber voe allem folgende Anga- ben: Die relative Atommasse in u gibt an, was 1 u deines Stoffes wiegen. Jedoch ist diese Angabe auch als absolute Atommasse in g/mol gültig, auf den Zusammenhang zwi- schen u und g/mol gehe ich nicht genauer ein - im Glossar findest du Definitionen. Das Elementsymbol versteht sich denke ich von selbst. Da man in der Chemie früher oder später Formelsprache nutzt, solltest du die wichtigsten Elementsymbole ken- nen. Damit direkt in Zusammenhang steht das Bohrsche Atommodell. Das Bohrsche Atommodell wurde 1913 von Niels Bohr entwickelt und baut auf dem Rutherfordschen Atommodell (Elektronen umkreisen einen sehr kleinen, positiv geladenen Atomkern) auf. Er erkannte als erster, dass die Elektronen nur ganz bestimmte Energiezustände einnehmen können. Elekt- ronen können allerdings nur ganz bestimmte - also nicht beliebige - Abstände vom Kern ein- nehmen. Diese jeweiligen stabilen Kreisbahnen verhindern den Sturz der Elektronen auf den Atomkern. ● Die Ordnungszahl, auch Kernladungszahl, gibt die Anzahl der Protonen an. Übrigens auch die Zahl der Elektronen - sofern das Element ungeladen ist. Befindet sich ein Atom im Grundzustand, so nimmt jedes seiner Elektronen ein möglichst niedriges Energieniveau ein. Dies muss man sich wie folgt vorstellen: Es gibt verschiedene Abstände, in denen die Elektronen um den Atomkern kreisen. Man spricht in diesem Zu- sammenhang auch von Schalen. Die innerste Schale hat das niedrigste Energieniveau und wird als K-Schale bezeichnet. Entfernt man sich vom Kern weiter, gibt es nach der K-Schale, die L-Schale, M-Schale bis hin zur Q-Schale. Stellt sich nun die Frage, wie viele Elektronen auf den jeweiligen Schalen Platz haben. Die Antwort darauf liefert diese kleine Tabelle: ● K-Schale: 2 Elektronen ● L-Schale: 8 Elektronen M-Schale: 18 Elektronen N-Schale: 32 Elektronen Am Beispiel des Natriums (Na) wollen wir die Elektronenverteilung auf die Schalen aufzei- gen. Aus dem Periodensystem der Elemente liest man bei Natrium links oben die Zahl 11 ab. 9 E g) Was versteht man unter einer o-Bindung, was unter einer n-Bindung? •Die σ-Bindung verläuft entlang der Kernier - bindungsachee, Einfachbindung • Die 77-Bindung verläuft zenterze parallel _zuro-Bindung und wird durch senterecht zur Kernverbindungsachse stekende p-or- bitale verursacht, Doppel- 1 Dreifachbindung h) Warum ist das Ethinmolekül linear gebaut? Erkläre dies anhand des Orbitalmodells. C-Atom in C₂tt₂: + + 2xp→ 2XTT ++ 2x Sp -> 415 it H-CEC-H W C (-U Aufgabe 7: Oxidationszahlen, Redoxreaktionen Definiere die Begriffe: Reduktion: Aufnahme von Elektronen, Verringerung der Oxidationszahl Oxidation: Abgabe von Elektronen, Erhöhung der oxidationszahl SP Dies bedeutet: Die 11 Elektronen versuchen möglichst dicht am Atomkern zu kreisen Die K-Schale wird voll besetzt (2 Elektronen), es verbleiben 9 Elektronen Die L-Schale wird voll besetzt (8 Elektronen), es verbleibt 1 Elektron ● Die M-Schale wird mit einem Elektron besetzt ● ● Die M-Schale hat somit nur ein Elektron abbekommen, hätte als noch Platz für 17 weitere Elektronen. Bei Schalen, die noch Platz haben, spricht man von nicht gesättigten Schalen. Elektronen auf nicht gesättigten Elektronenschalen bezeichnet man zu dem als Valenzelekt- ronen. Anmerkung: Das Atommodell von Bohr steht in vielen Punkten im Widerspruch zu der durch Messung zugänglichen Realität. Einige dieser Widersprüche waren bereits zur Zeit der Erstel- lung des Modells bekannt. Andere wurden später mit verbesserten Experimenten und weiter ausgearbeiteten Theorien der Quantenmechanik offensichtlich. Aus diesem Grund wurden die Modelle in den nächsten Jahrzehnten weiter entwickelt - siehe das Orbitalmodell. Auch wichtig ist die Arbeit mit den Werten, d.h., dass du mit dem im PSE angegebenen Zah- len umgehen kannst. Dieser Bereich nennt sich Stöchiometrie und ist bei den Schülern be- sonders verhasst. Ich möchte hier nur auf die wichtigsten Formeln eingehen. ● ● Stoffmenge: Ein Mol eines Stoffes hat 6,022*1023 Teilchen. Natürlich wiegt ein Mol Schwefel nicht dasselbe wie ein Mol Eisen. Dafür gibt es die oben bereits schon er- wähnte molare Masse mit dem Formelzeichen M. Diese absolute Atommasse hat die Einheit g/mol und gibt dir an, was ein Mol eines Stoffes wiegt. Formel: n = m M Dichte: Die Dichte gibt das Verhältnis von Masse und Volumen an. Sie sagt dir, wie leicht dein Stoff bezogen auf das Volumen ist. m Formel: p == Molares Volumen: Gibt an, welches Volumen deine Stoffmenge an Gas hat. Übri- gens: Alle Gase haben dasselbe Volumen (Avogadro-Gesetz)! Nämlich für T = 25°C und p = 1013,25 mBar (Standardbedingungen) etwa 24 L/mol. Formel: Vm V = n ● Stoffmengenkonzentration: Sie gilt für flüssige Stoffe und gibt dir an, welche Stoff- menge du auf welches Volumen hast. Formel: c = == 10 g) Was versteht man unter einer o-Bindung, was unter einer л-Bindung? h) Warum ist das Ethinmolekül linear gebaut? Erkläre dies anhand des Orbitalmodells. Aufgabe 7: Oxidationszahlen, Redoxreaktionen Definiere die Begriffe: Reduktion: Oxidation: 10 Oxidationsmittel: Reduktionsmittel: Oxidationszahl: Gib für alle Atome in den nachfolgenden Atomen die Oxidationszahl an: KMnO4 HCI H₂O₂ Cl₂ NaH OF2 MgSO4 BF3 NaBH4 NaNO3 11 Al₂O3 NO₂ Stelle für die nachfolgenden Redoxreaktionen die korrekte Gleichung auf: a) MnO4 + HCl → Mn²+ + Cl₂ (saures Milieu) Oxidationsmittel: Reaktionspartner, der selbst re duziert wird Reduktionsmittel: Reaktionspartner der selbst axidiert wird Oxidationszahl: Wert, den das Atom in einer Verb.er- halt, wenn man sich die ſtame als Jonen vorstellt. Gib für alle Atome in den nachfolgenden Atomen die Oxidationszahl an: ++ KMnO4 +I -I HCI *I -I H₂O₂ O Cl₂ +I -I NaH +II -I OF₂ +--I MgSO4 +-I BF3 +I + -I NaBH4 +H5+H-H NaNO3 +I -I Al₂O3 +1 -II NO₂ Stelle für die nachfolgenden Redoxreaktionen die korrekte Gleichung auf: a) MnO₂ + HCl → Mn²+ + Cl₂ (saures Milieu) Red.: Mray +5e²° +8H+ +2e 1x5 FII 2+ Mn²+ + 4H₂0 1x2 zce- &₂ +2e= Ox: 20- 2 MnO₂ + 6H* +100~ -> 2 Mn²+ + SH₂O +5₂ Damit kann man jetzt ein bisschen Mathematik betreiben (wirkliche Mathematiker würden mich jetzt schlagen, wen sie das läsen...). Z.B. kannst du ermitteln, wie viel Produkt du raus- bekommen solltest. Ein allgemeines Vorgehen möchte ich dir an einem Beispiel vorstellen. Dieses Prinzip ist eigentlich sehr simpel und umfasst nur wenige Schritte. Der Vorteil ist, dass du eine Endformel erhältst und dir die ewigen Zwischenergebnisse sparst, die dein Ergebnis immer ungenauer machen. Der Nachteil: Du musst Formeln gut umstellen können und dafür sollte dir Mathe nicht allzu schlecht liegen. Sonst... wird's schwierig. Die Aufgabe sei folgende: 10 g Methan (CH4) reagieren unter einer Verbrennung zu Kohlenstoffdioxid (CO₂) und Wasser (H₂O). Wie viel Gramm Kohlenstoffdioxid und Wasser entstehen dabei? Du gehst wie folgt vor: 1 Reaktionsgleichung aufstellen: Die ist das Kernstück deiner Arbeit. Aus den im Text ge- gebenen Angaben entwickelst du nun in Formelsprache eine Gleichung, die die in der Reak- tion auftretenden Stoffumsätze zeigt. Warum das wichtig ist, siehst du später. Hier handelt es sich um die Verbrennung vom Methangas (das ist das Gas, was aus den Bun- senbrennern rausströmt). Verbrennung heißt: Der Stoff reagiert mit Sauerstoff. Heraus- kommen sollen Wasser und CO₂. Gleicht man das aus, ergibt sich: CH4 + 2 O₂ → 2 H₂O + CO₂ 2 Stoffmengenverhältnis ermitteln: Du weißt, wie viel Methan du reagieren lässt, denn das ist in der Aufgabe gegeben. Das ist also deine gegebene Größe. Du willst zunächst mal wissen, wie viel Wasser entsteht. Das ist deine gesuchte Größe. Vor den Formeln stehen Zahlen. Die nennt man Stöchiometrische Faktoren. Die geben dir an, in welchem Stoffmengenverhältnis die Stoffe reagieren und entstehen. Vor dem CH4 (gege- ben) steht nichts - der Chemiker denkt sich da eine 1 hinzu. Vor dem Wasser (gesucht) steht eine 2. Das heißt: Aus einem Mol CH4 werden in der Reaktion mit 2 Mol Sauerstoff 2 Mol Wasser und 1 Mol Kohlenstoffdioxid. Wenn du also 2 Mol CH4 hättest, entstehen 4 Mol Wasser. Und dieses Verhältnis packst du in eine Formel. Dafür teilst du die Stoffmenge der gesuchten Größe durch die Stoffmenge der gegebenen Größe (die wissen wir noch nicht genau, das ist aber nicht schlimm!). Und auf die andere Seite der Gleichung kommen die stöchiometrischen Faktoren (natürlich in der Reihenfolge wie auch die Stoffmengen). Es ergibt sich: n(H₂O) 2 = n(CH4) 11 b) H₂O₂ + MnO4 → MnO₂ + O₂ c) Eisen(III)-Ionen reagieren mit lodid-lonen zu Eisen(II)-Ionen und lod. d) Dichromat-lonen (Cr₂O₂2) reagieren mit lodid-lonen zu lod und Chrom(III)-Ionen. Die Reaktion findet im sauren pH-Bereich statt. 12 b) H₂O₂ + MnO4 → MnO₂ + O₂ + OX: Red: Mnou +36²¯ +41² ~> Ox: H₂0₂ 0₂ +2e +21+² 1x3 2 MnO₂² + 3 H₂O₂ + 2H+ —> 2 MnO₂ + 4H₂0 + 30₂ Red: Fe c) Eisen(III)-Ionen reagieren mit lodid-lonen zu Eisen(II)-lonen und lod. 3+ + e- 2 J 3+ 2 Fe³+ +2J- Ox: 2+ 2 J MnO₂ + 2H₂0 x2 Fe? d) Dichromat-lonen (Cr₂O72) reagieren mit lodid-lonen zu lod und Chrom(III)-Ionen. Die Reaktion findet im sauren pH-Bereich statt. +W Red: Cr₂O7² 1x2 J₂ +2e= ->2 Fe³+ + 1₂ 3+ +62 +14 H+ 3+ 2 Cr³+ + 71₂0 J₂ +2e= 2- ¶r ₂07²¯¯ + 14 H+ + 6 ]¯ —> 2 Cr³+ + 1x3 +7H ₂0 +37₂ Das stellen wir nun nach n(H₂O) um: n(H₂O) = 2 n(CH4) 3 n ersetzen: Aber n haben wir ja gar nicht gegeben. Wir wollen die Masse von Wasser wissen und haben die Masse von Methan gegeben. Also musst du das n durch Formeln er- setzen, die Größen enthalten, mit denen wir arbeiten können. Die molare Masse M kann immer als gegeben angenommen werden. Die rechnet man sich nämlich aus den Werten im PSE zusammen: M(CH4) = M(C) + 4.M(H) = 12 g/mol + 4.1 g/mol = 16 g/mol M(H₂O) = 2.M(H) + M(O) = 2 g/mol + 16 g/mol = 18 g/mol Zudem ist noch die Masse gegeben und gesucht. Das heißt, wir ersetzen n durch m/M: m(CH4) M(CH4) m(H₂O) M(H₂0) (4) Nach der gesuchten Größe umstellen: Der vorletzte Schritt ist das Umstellen nach der gesuchten Größe. Die ist die Masse von H₂O, also ergibt sich als Endformel: m(H₂O): m(CH4) M(CH4) M(H₂O) Werte einsetzen: Nun setzt du deine gegebenen Werte in die Formel ein. Das Ergebnis ist die Lösung, die du haben willst: m(H₂O) = 10 g / 16 g/mol 18 g/mol = 11,25 g ...oh, so wenige Schritte sind's doch nicht. Aber: Wenn du Übung darin hast, dann geht das ganz fix und du sparst dir letztlich eine Menge Rechenarbeit! Aus dem Periodensystem kannst du auch Lewis-Formeln erstellen. Lewis-Formeln sind eine Möglichkeit, Strukturen von Verbindungen darzustellen und damit ihre Bindungsvehältnisse zu veranschaulichen. Das Bindungskonzept von LEWIS (1916 entwickelt) geht davon aus, dass die Bindung zwischen den Atomen eines Moleküls durch die gemeinsame Benutzung von Elektronen erfolgt. Auf diese Weise erhält jedes Atom im Molekül eine voll besetzte Va- lenzschale und damit die sogenannte Edelgaskonfiguration. Man nennt diese Bindungsart durch gemeinsame Benutzung von Bindungselektronen Elektronenpaarbindung, kovalente 12 Aufgabe 8: Chemisches Gleichgewicht, Säure-Base-Chemie Erstelle die entsprechenden Reaktionsgleichungen. Kennzeichne durch Pfeile die Richtung, in die sich das Gleichgewicht infolge der angegebenen Änderung verlagert! (1) Kohlenstoff reagiert mit Wasser zu Kohlenmonoxid und Wasserstoff. Stickstoff und Wasserstoff reagieren zu Ammoniak. (2) (3) Kohlenstoffmonoxid und Wasser reagieren zu Kohlenstoffdioxid und Wasserstoff. (4) Kohlenstoffdioxid und Kohlenstoff reagieren zu Kohlenstoffmonoxid. Reaktionsgleichung (1) (2) (3) (4) A Hin kJ/mol + 175,4 - 92,0 13 - 2,9 + 172,4 Verschiebung bei Erhöhung .... Stickstoffdioxid steht im Gleichgewicht mit Distickstofftetroxid. ...der Temperatur Schwefeldioxid wird durch Luftsauerstoff zu Schwefeltrioxid oxidiert. .....der Konzentration H₂O H₂ CO Formuliere für die folgenden Gleichgewichtsreaktionen jeweils die Reaktionsgleichung und das Massenwirkungsgesetz! CO an Aufgabe 8: Chemisches Gleichgewicht, Säure-Base-Chemie Erstelle die entsprechenden Reaktionsgleichungen. Kennzeichne durch Pfeile die Richtung, in die sich das Gleichgewicht infolge der angegebenen Änderung verlagert! (1) (2) (3) (4) Kohlenstoff reagiert mit Wasser zu Kohlenmonoxid und Wasserstoff. Stickstoff und Wasserstoff reagieren zu Ammoniak. Kohlenstoffmonoxid und Wasser reagieren zu Kohlenstoffdioxid und Wasserstoff. Kohlenstoffdioxid und Kohlenstoff reagieren zu Kohlenstoffmonoxid. Reaktionsgleichung C + 120 (1) (2) N₂ + 3H₂ = 2 Nitz CO₂ + C CO + #₂ (3) + H2O = CO2t H2 200 (4) + 175,4 endother A Hin kJ/mol - 92,0 exotherm - 2,9 lexotherm + 172,4 lendotherm K K Verschiebung bei Erhöhung .... ...der Temperatur Schwefeldioxid wird durch Luftsauerstoff zu Schwefeltrioxid oxidiert. 2 50₂ +₂2₂=²2503 Stickstoffdioxid steht im Gleichgewicht mit Distickstofftetroxid. 2 NO₂ = N₂0₁ - ↑↓↓ ↑ c²(SO3) C(O₂). c²(SO₂) .....der Konzentration Formuliere für die folgenden Gleichgewichtsreaktionen jeweils die Reaktionsgleichung und das Massenwirkungsgesetz! c(N₂04) c²(NO₂) H₂O H₂ CO Co an 个个 Bindung oder auch Atombindung. Die übrigen Elektronenpaare werden als nichtbindende oder freie Elektronenpaare bezeichnet. Wohl gemerkt: Es geht hier ausschließlich um Valenzelektronen. In Lewis-Formeln stellt man ein Bindungselektronenpaar durch einen Strich zwischen den entsprechenden Elementsymbolen dar. Beim Aufstellen von Lewis-Formeln ist es sinnvoll, sich an den folgenden Schritten zu orien- tieren (Beispiel: Chlorgas, Cl₂) 1. Schreibe die Atome der Summenformel einzeln auf. CI CI 2. Schaue nun, in welcher Hauptgruppe die Elemente stehen und notiere sie. 7 e- pro Chloratom 3. Zähle die Außenelektronen der beteiligten Atome. 7 + 7 = 14 e 4. Teile die errechnete Summe der Elektronen nun durch Zwei. 14/2 = 7 Dies ist die Anzahl der Elektronenpaare, die du in der Lewis-Formel verteilen musst. 5. Verteile nun die Elektronenpaare auf die beteiligten Atome, beachte dabei Folgendes: Jedes Atom (Ausnahme: Elemente der ersten Periode!) sollte 8 Außenelektronen be- sitzen. ➡ Schaue, in welcher Hauptgruppe dein Element steht. Anhand dessen kannst du be- stimmen, wie viele Valenzelektronen deine Atome jeweils besitzen. Besitzt ein Atom mehr als vier Valenzelektronen, so hat es freie Elektronenpaare. Bestimme also, wie viele Valenzelektronen deine Atome jeweils haben und zeichne die Atome zunächst einzeln auf. (Chlor steht in der siebten Hauptgruppe, hat also sieben Valenzelekt- ronen. Daher hat es drei freie Elektronenpaare und ein einzelnes Elektron.) ➡Die restlichen Elektronenpaare verteilst du zwischen den Atomen; beachte dabei eventuelle Formalladungen! (Bei uns hat jedes Chloratom drei freie Elektronenpaa- re, da wir sieben Elektronenpaare verteilen müssen, muss zwischen den Chlorato- men ein bindendes Elektronenpaar sein). 13 Aus Benzylalkohol (Phenylmethanol) und'Essigsäure lässt sich ein duftender Bestandteil des Jasminöls synthetisieren. Dafür werden 3 Mol reine Essigsure und 1 Mol Benzylalkohol zur Reaktion gebracht. Die Gleichgewichtskonstantr K beträgt 4 (Info: Phenylrest C6Hs). Formuliere eine Reaktionsgleichung und berechne die Ausbeute an Ester. ✓.O.R. es meng- .d. R./ m 6gw. K= ^ 1-X X² (1-x)(3-X) to. 16 P=3 p=-115050 + x² = 4√x² - 4x +3) x² = 4x² - 16x +12 =4 0=3x²-16x +12 0= x² = 16x 3 Na* -X x + 4 HCI S 3-X 19=4 + 3 + OH BL ·ait Ca²+ + HBr S + r O +X x B X112= Mache dir klar, zwischen welchen Teilchen bei den folgenden Reaktionen der Protonengang stattfindet und schreibe unter die Teilchen, die als Säure bzw. als Base reagiert haben ein S bzw. ein B. Mache auch die korrespondierenden Säure-Base-Paare kenntlich. H2O + Na* + Br = 1 - 1/2 + √2/²2 - 99² 2/3 ± √64 3 // ±1,76 OH + X₁₁=0₁903 / X₂=4₁431 nur x, realistisch, da x kleiner 1 sein muss (kleins- tes.n auf eduktseite) + H2O => Ausbeut: 903% Ca²+ +X + x CI™ Betrachten wir, um das Vorgehen besser nachvollziehen zu können, die Verbindung NH3, also Ammoniak. 1. Einzelne Atome: ΝΗ Η Η 2. Hauptgruppe = Valenzelektronen der Elemente: N: 5. Hauptgruppe => 5 Valenzelektronen => ein freies Elektronenpaar, drei einzelne Elektronen H: 1. Hauptgruppe => ein einzelnes Elektron 3. Anzahl Außenelektronen: 1+1+1+5=8 4. Anzahl Elektronenpaare: 8/2=4 5. Da Stickstoff ein freies Elektronenpaar hat, haben wir drei bindende Elektronenpaare. Wasserstoff kann je eine Bindung eingehen, Stickstoff drei. Wir erhalten: H-N-H 1 H Auch wenn die bisher behandelten Moleküle bisher nach einem klaren Schema aufgestellt werden können, gibt es dennoch auch solche, die diesen Regeln nur teilweise folgen. Diese Sonderfälle schauen wir uns nun im Folgenden an. 1. Die Nichtmetall-Atome müssen den im PSE angegebenen Wertigkeiten gehorchen, wobei bestimmte Wertigkeiten von einigen Elementen bevorzugt werden. Beispiele: ➡Bor bevorzugt die Oxidationsstufe +III. ➡ Phosphor bevorzugt die Oxidationszahl +V. ➡Schwefel bevorzugt die Oxidationszahlen -II, +IV und +VI. 14 Aus Benzylalkohol (Phenylmethanol) und Essigsäure lässt sich ein duftender Bestandteil des Jasminöls synthetisieren. Dafür werden 3 Mol reine Essigsure und 1 Mol Benzylalkohol zur Reaktion gebracht. Die Gleichgewichtskonstantr K beträgt 4 (Info: Phenylrest C6H5). Formuliere eine Reaktionsgleichung und berechne die Ausbeute an Ester. Mache dir klar, zwischen welchen Teilchen bei den folgenden Reaktionen der Protonengang stattfindet und schreibe unter die Teilchen, die als Säure bzw. als Base reagiert haben ein S bzw. ein B. Mache auch die korrespondierenden Säure-Base-Paare kenntlich. Na+ + OH HCI + Ca²+ + HBr → H2O + Na* + Br 0²- 14 OH™ + Ca²+ + CI™ Dadurch ergeben sich Formeln wie BF3 (Bortrifluorid), die die Oktettregel also nicht ganz erfüllen: IFI 2. Die Elemente der 5. Hauptgruppe besitzen eine ungerade Anzahl an Valenzelektronen (so z.B. Stickstoff!). Die Einhaltung der Oktettregel ist hier manchmal nicht möglich. Es entstehen Radikale, die in der Regel untereinander eine Bindung eingehen (Dimerisie- rung): N=0 3. Die beiden Nichtmetall-Elemente Phosphor und Schwefel stehen in der 3. Periode. Hier können mehr als 8 Valenzelektronen einem Atom zugehörig sein (Aufweitung der Oktett- regel). Beim Phosphor 10, beim Schwefel 12 Elektronen. Die Aufweitung der Oktettregel wird jedoch kontrovers diskutiert. Die Oktettregel lässt sich nämlich durch die Verwen- dung von mesomeren Grenzstrukturformeln aufrechterhalten (siehe Punkt 4). Die Oktett- regel gilt also streng genommen nur für Elemente der ersten und zweiten Periode. ol FI 4. Für einige Moleküle bzw. Anionen ergeben sich bei der Beachtung der Oktettregel (bzw. der Aufweitung der Oktettregel) LEWIS-Formeln mit (formalen) Ladungen und mehreren Möglichkeiten (mesomere Grenzstrukturformeln). Ein Beispiel ist Schwefeltrioxid. Schwefel bevorzugt hier (Regel 1!) die Oxidationsstufe +VI, gibt also alle seine Elektronen an Sauerstoffatome ab (die die Oxidationsstufe -II prä- ferieren). Nach Lewis ergibt sich also folgende Struktur: S=0 15 Kennzeichne nun die korrespondierenden Säure-Basen-Paare auch von folgenden Reaktionsgleichungen, nachdem Sie die Formeln der lonenverbindungen zerlegt haben. Ba(OH)2 BaCl2 3 HBr NaHS + + + b) 0,1 m NaOH 2 HCI c) 0,1 m H2SO4 AI (OH) 3 HCI 2 H₂O AlBr3 b) Salpetersäure HNO3(aq) reagiert mit Salmiakgeist NH3(aq) NaCl c) Kohlensäure H₂CO3 (aq) reagiert mit Kalklauge Ca(OH)2 (aq) Berechne die pH-Werte der folgenden wässrigen Lösungen: a) 0,1 m HCI 15 Formuliere die Reaktionsgleichungen in lonenschreibweise und benenne die dabei gebildeten Salze. a) Salzsäure HCI (aq) reagiert mit Kalilauge KOH (aq) + + + 3 H₂O H₂S Kennzeichne nun die korrespondierenden Säure-Basen-Paare auch von folgenden Reaktionsgleichungen, nachdem Sie die Formeln der lonenverbindungen zerlegt haben. Ba(OH)2 BaClz 3 HBr + AI (OH) 3 3H+ + 3Br + A1³+ + 30H- NaHS 2+ Ba²+ + 201+- + 2H+ + 26² → 2H₂0 + 2 Bat +2c- + 2 HCI + HCI Noit +SH² + H+ +α- на та кон b) 0,1 m NaOH pOH = 2 H₂O PH = -1g (0₁1) = 1 AlBr3 a) Salzsäure HCI (aq) reagiert mit Kalilauge KOH (aq) A c) 0,1 m H2SO4 2.Stufe: 0₁012 = NaCl Formuliere die Reaktionsgleichungen in lonenschreibweise und benenne die dabei gebildeten Salze. b) Salpetersäure HNO3(aq) reagiert mit Salmiakgeist NH3 (aq) HNO3 + Nit3 - Nhu NO3 lag) c) Kohlensäure H₂CO3 (aq) reagiert mit Kalklauge Ca(OH)2 (aq) H₂CO3 + ca (at) ₂ + -> A13+ + 3Br + 3 H₂O H₂S → Nat ta- + H₂S + Berechne die pH-Werte der folgenden wässrigen Lösungen: a) 0,1 m: HCI 3 H₂O + RO₂ (aq) + H₂O 2H₂20 +CaCO3 ✓ - 1g (0₁1) = 1 => pH= 14-pα = 13 1.stufe: H₂SO4 →HSOU +H+ c(H+) = 0₁1 mall C(H+) (SO₂²-) C (HSO₂) Fülle folgendes Kreuzworträtsel aus: 17 18 16 17. Mg3(PO4)2 18. HNO3 14. Na₂(CO3) 15. Bezeichnung für K, 16. Ca(OH)2 14 Waagerecht: 1. NH3 4. Lithiumbromid 8. Al₂(SO4)3 9. lodwasserstoffsäure 10. Abkürzung für Säurestärke 11. Fluorwasserstoffsäure 15 18 10 19 12 Metallhydroxid 3. Basen sind ....... Senkrecht: 2. Reaktion einer Säure mit einem 5. Li₂HPO4 6. Salzsäure 7. KOH 10. H3PO4 12. Kaliumchlorid 13 16 11 14. Natriumfluorid 13. Säuren sind ...... 19. Abkürzung für Basenstärke Ä = AE Fülle folgendes Kreuzworträtsel aus: AMMONIAK € WALE-GEITAKOUW ZO Lu One PH T الت I 45J-VCH-CE 17. Mg3(PO4)2 18. HNO3 LUMINIUMSULFA Waagerecht: 1. NH3 4. Lithiumbromid 8. Al₂(SO4)3 9. lodwasserstoffsäure 14 NA A 14. Na₂(CO3) 15. Bezeichnung für K, 16. Ca(OH)₂ 10. Abkürzung für Säurestärke 11. Fluorwasserstoffsäure H ORSAN SEW K MAGNESIUMBHOSPHAT " 12K IUMCARB 6 H с O 16CALCIUMHYDROXID K B K Metallhydroxid 3. Basen sind ....... L 1 V M "HE Y SAEUREKON ANTE E N *OX-A INA T 0 18SALPETERSAEURE Senkrecht: 2. Reaktion einer Säure mit einem PROTO A 5. Li₂HPO4 6. Salzsäure 7. KOH 10. H3PO4 12. Kaliumchlorid 14. Natriumfluorid 13. Säuren sind ...... 19. Abkürzung für Basenstärke Z UPTORU2 Ä = AE Jedoch hat Schwefel hier kein Elektronenoktett, was nach Lewis allerdings vorzuziehen wäre. Jedoch kann man dieses erreichen, indem man mesomere Grenzstrukturen zeich- net. Dafür lässt man Elektronen klappen und erhält Formalladungen: 120 IOI 120 So erhalten alle beteiligten Atome ein Elektronenoktett. ΙΟΙ 5. Aufpassen musst du, wenn du Anionen in ihrer Struktur zeichnen sollst. Dabei musst du darauf achten, dass deine Strukturformel insgesamt die Ladung hat, die vorgegeben ist. Diese Regel geht aus der vorherigen hervor: Formal hat das Schwefelatom zwar eine zweifach positive Ladung und zwei Sauerstoffatome je eine negative, die Summe der Formalladungen ergibt allerdings Null. Das SO3-Molekül ist also insgesamt neutral gela- den (Realladung). Wenn deine Realladung allerdings negativ ist, musst du dies bei dem Berechnen der Elekt- ronenpaare berücksichtigen. Beispielsweise hat die Kohlensäure (H₂CO3) insgesamt 12 Elektronenpaare. Das Molekül ist neutral geladen mit zwei bindenden Elektronenpaaren zu den Wasserstoffatomen. Das Carbonat-lon (dies erhältst du, wenn du zwei Mal H* ent- fernst) allerdings ist zweifach negativ geladen. Das heißt, du musst nun die zwölf Elektro- nenpaare so um die Atome verteilen, dass du zwei negative Formalladungen erhältst. Die Summe der Formalladungen ergibt die Realladung. Auch ablesbar aus dem Periodensystem ist die Elektronegativität. Die Elektronegativität erlaubt es, Aussagen über die Polarität von Bindungen und damit auch über die Eigenschaf- ten von Elementen, wie ihren räumlichen Aufbau und die Löslichkeit, zu treffen. Etabliert hat sich dabei die Elektronegativitäten, die Linus Pauling aufgestellt hat. Dabei wird die Elektro- negativität vom elektronegativsten Element (nämlich Fluor) auf etwa 4 festgesetzt und als Referenz für die anderen Elemente genommen. Die Pauling-Skala findest du ebenfalls im Anhang. Durch diese Werte ist es uns nun möglich, Aussage über die Polarität von Bindungen zu tref- fen. Es fällt auf, dass die Elektronegativitäten einem gewissen Trend folgen: Innerhalb einer Hauptgruppe nimmt die Elektronegativität von oben nach unten ab. ➡ Innerhalb einer Periode nimmt die Elektronegativität von links nach rechts zu. Dies ist durch die zunehmende Kernladungszahl (innerhalb einer Periode) bzw. durch die zunehmende Anzahl an Schalen (innerhalb einer Hauptgruppe) zu erklären. 16 Um nun herauszufinden, wie polar eine Ladung ist, notierst du dir die Lewis-Strukturformel und an die Elemente die Elektronegativitäten. Das Element mit der höheren Elektronegativi- tät hat eine negative Partialladung (87), da es die Bindungselektronen etwas weiter zu sich zieht. Genau andersherum verhält es sich bei dem Element mit der niedrigeren Elektronega- tivität, das die positive Partialladung (8¹) erhält. Von den notierten Elektronegativitäten schauen wir uns immer die zwei an, bei denen die Elemente eine Bindung eingehen. Errechnet wird nun eine Elektronegativitätsdifferenz, in- dem du die kleinere von der größeren Elektronegativität abziehst: AEN = ENgroß - EN klein. Je nachdem, welchen Wert die Elektronegativitätsdifferenz hat, ergibt sich folgende Polari- tät: Unpolare Bindungen: AEN < 0,4 Polare Bindungen: 0,4 <AEN <1,7 ➡lonische Bindungen: AEN > 1,7 Aus der Elektronegativität und den Lewis-Formeln kann man sich den räumlichen Bau von Strukturformeln herleiten. Bewährt hat sich dabei das VSEPR-Modell. Das Valence Shell Electron Pair Repulsion Modell, auch Elektronenpaar-Abstoßungsmodell oder kurz VSEPR- Modell genannt, ist eine Möglichkeit, den räumlichen Aufbau von bestimmten Verbindungen zu ermitteln. Es ist in der Regel nur für Hauptgruppenelemente anwendbar, da die Geomet- rie der Verbindungen der Nebengruppenelemente einer anderen Theorie folgen. Es gelten folgende Regeln: 1. In Molekülen vom Typ ABn (bspw. CH4) ordnen sich die Elektronenpaare der Valenz- schale so an, dass der Abstand maximal ist. 2. Die freien Elektronenpaare E in einem Molekül vom Typ AB,Em (bspw. NH3 mit m=1) beanspruchen mehr Raum als die bindenden Elektronenpaare und verringern dadurch ihren Bindungswinkel. 3. Elektronegative Substituenten ziehen das bindende Elektronenpaar stärker zu sich und vermindern dadurch ihren Raumbedarf. 4. Mehrfachbindungen beanspruchen mehr Raum als Einfachbindungen und verringern so die Bindungswinkel der Einfachbindungen. 17 Aufgabe 9: Koordinationschemie Wie entstehen Komplexe und wie sind sie zusammengesetzt? Welche lonenladung hat ein Komplex aus den jeweils folgenden Komponenten? a) Ag¹ und 2 NH3 b) Co²+ + 3 C₂042²- c) Au* und 2 CN d) Pt¹+, 3 H2O, 3 Br e) Hg²+ +4 CI Geben Sie die Formeln für die folgenden Verbindungen an! a) Kaliumtetrabromoaurat(III) b) Tetramminplatin(II)-ammintrichloroplatinat(II) c) Natriumdithiosulfatoargentat(1) d) Kalium-aquopentachlororhodat(III) e) Tetramminkupfer(II)-hexachlorochromat(III) f) Kaliumhexacyanoferrat(III) Geben Sie die Namen für folgende Komplexe an! a) K4[Fe(CN)6] b) [Cu(NH3)4] [PtCl4] c) (CO(NO)(CO)3] d) Na[Au(CN)₂] 17 Aufgabe 9: Koordinationschemie Wie entstehen Komplexe und wie sind sie zusammengesetzt? Durch die Ausbildung siner dativen Bin- dung zwischen dem ZENTRALATOM und den LIGANDEN Welche lonenladung hat ein Komplex aus den jeweils folgenden Komponenten? a) Ag* und 2 NH3 + 1 b) Co²+ + 3 C₂04²- c) Au* und 2 CN d) Pt+, 3 H2O, 3 Br e) Hg²+ + 4 CI -4 -1 +1 Tri -2 Geben Sie die Formeln für die folgenden Verbindungen an! a) Kaliumtetrabromoaurat(III) K [Au Bru] b) Tetramminplatin(II)-ammintrichloroplatinat(II) [Pt (NH3)4] [PtCl 3 (NH3)] ₂ 2 c) Natriumdithiosulfatoargentat(1) No₂[49(5₂02)2] d) Kalium-aquopentachlororhodat(III) K₂[Rh (5 (H₂0)] e) Tetramminkupfer(11)-hexachlorochromat() [Cu(NH3)4]. [crclo]₂ f) Kaliumhexacyanoferrat(II) K3 [Fe(CN)6] Geben Sie die Namen für folgende Komplexe an! a) K₁[Fe(CN)6] Kaliumhexacyanoferrat (II) b) [Cu(NH3)4][PtCl₂] Tetraamminkupfer (II) - tetrachloridoplatinat (II) c) (CO(NO)(CO);] carbonyl nitroxyl cobalt (0) d) Na [Au(CN)₂] Natrium dicyanidoautot (III) Aufgabe 9: Reaktionsmechanismen SN1: R¹ R2 Energieprofil: Energie Reaktion begünstigt bei: a) tertiore Se R₂ Carbeniumion (phrar) > sekundare >. INGA primare R2 X!!! R3 Produkt (racemisch) Carbeniumionen (bessere Stabilisierung) b) polar protisches Lösungsmittel (z. B. Wasser, Ethanol) Nu Rkt. Anhand dieser Regeln lässt sich die Geometrie nun ermitteln. Als Beispiel betrachten wir das Molekül CH4, welches nach der Lewis-Schreibweise wie folgt aussieht: H H-C-H H Methan ist also ein Molekül des Typs AB4. Hierbei fehlen uns freie Elektronenpaare, die den Bindungsabstand zwischen den Einfachbindungen verkleinern könnten. In dieser - wie es scheint - quadratisch planaren Anordnung nach Lewis haben die vier Bin- dungspartner allerdings nur einen Bindungswinkel von 90°. Jedoch lassen sich diese vier Wasserstoffsubstituenten um das Kohlenstoffatom so anordnen, dass diese einen größeren Abstand haben. Die zweite Geometrie, die bei dem Typ AB4 in Frage kommt, ist ein Tetra- eder. Dabei liegen die vier C-Atome nicht in einer Ebene, sondern drei der H-Atome bilden als Grundfläche ein Dreieck und das vierte steht nach oben. Der Bindungswinkel im Tetra- eder beträgt 109,5° (Tetraederwinkel). Dies ist die günstigste Anordnung der Wasser- stoffsubstituenten. Um diese Anordnung auch auf einem Blatt Papier zeichnen zu können, hat man sich der so- genannten Keilstrichformel bedient. Diese Formel gibt die Bindungsverhältnisse etwas bes- ser wieder und wird bei Einfachbindungen angewendet. Dabei symbolisiert ein gestrichelter Keil einen in das Blatt hineinragenden Substituenten, ein ausgefüllter Keil einen aus dem Blatt herausragenden Substituenten. Es ergibt sich für das Methanmolekül also folgende Keilstrichformel: H HACH H Bei Molekülen wie NH3 muss man das freie Elektronenpaar berücksichtigen (die Lewis- Formel findest du auf dem Arbeitsblatt Aufstellen von Lewis-Strukturformeln). Dieses sorgt dafür, dass die drei Substituenten trigonal-planar (= als Dreieck) oder im 90°-Winkel ange- ordnet sind, sondern quasi nach unten gedrückt werden. Der Winkel verringert sich. Es ergibt sich also eine pyramidale Struktur, da das freie Elektronenpaar des Stickstoffs quasi die Position des oberen H's im Methanmolekül einnimmt: H "H H 18 Aufgabe 9: Reaktionsmechanismen SN1: R1 R² Energieprofil: Energie Reaktion begünstigt bei: a) b) Carbeniumion ( (bessere Stabilisierung) ) 18 Produkt ( Carbeniumionen Lösungsmittel (z.B. Wasser, Ethanol) Rkt. 5,2: I=A Me Energieprofil: Energie Übergangszustand RA Rz Produkt (Walden-) Umkehr Reaktion begünstigt bei: a) primären > sekundären › tertiären C-Atomen b) paar a protischen Lösungsmittel (z. B. Et₂O, Aceton, DMF) Rkt. Was natürlich auch wichtig ist, ist das Aufstellen von Reaktionsgleichungen. Das habe ich hier kurz gebündelt erläutert: Eine chemische Reaktions- gleichung beschreibt die Umwandlung von Stoffen in einer chemischen Reaktion. Sie wird mit Worten, Formeln und Symbolen die dabei ablaufenden Prozesse. Allgemeines Chemische Reaktionen kann man wie folgt wiedergeben: • Mit Worten als Wortgleichung • Mit Formeln oder • Mit Strukturformeln und Schemata (Reaktionsmechanismen). Wir werden uns nur mit den ersten beiden Punkten beschäftigen. Wasserstoff Alle Reaktionsgleichungen sind nach dem gleichen Schema aufgebaut: • Links stehen die Ausgangsstoffe, auch Edukte oder Reaktanten genannt Es folgt ein Reaktionspfeil, auf dem bei Bedarf noch Reaktionsbe- dingungen (Temperatur, Dauer der Reaktion etc). angegeben werden können Rechts vom Pfeil stehen die Produkte. . Schema einer chemischen Reaktion: Ausgangsstoffe liegen vor der Reaktion vor Sauerstoff Reaktionspfeil Wortgleichung In einer Wortgleichung werden die reagierenden Stoffe mit ihren Namen wiedergegeben. Daraus lassen sich jedoch nur die Ausgangsstoffe und die Reaktionsprodukte ablesen. In welchen stöchiometrischen Verhältnis die Stoffe miteinander reagieren, kann der Wortgleichung nicht entnommen werden. gibt die Richtung der Reaktion an 19 Reaktionsprodukte liegen nach der Reaktion vor Wasser Man liest: ,,Wasserstoff und Sauerstoff reagieren zu Wasser". SN2: R¹ R2 R3 Energieprofil: Energie Reaktion begünstigt bei: a) b) Übergangszustand Produkt ( C-Atomen Lösungsmittel (z.B. Et₂O, Aceton, DMF) 19 ) Rkt. Aufgaben: 1) Welche der beiden folgenden Reaktionen ist eine SN1, welche eine SN2-Reaktion? H₂C Rk. 1: Rk. 2: BA HCS CI H₂C хон e H₂C H → Umkehr der Stereochernie, LM: Aceton H OSCF3 i H₂O 2) Ordne nach zunehmender SN1-Reaktivität: + NaOEt Aceton SN2 H O H₂C -> F3 CSO3 H sehr gute SNA Fluchtgr., LM=H₂0 H toon of don 1 primar 3 tertiar 3>2>1 DMF SN2 1. NaH 2. Mel SN2 R₁ > k₂ CH₂ H₂CS CH 2 Sekundar H₂C H₂C 3) Gib bei den folgenden Paaren von Reaktionen jeweils das Produkt an. Welche der Reaktionen verläuft jeweils schneller und nach welchem Mechanismus verlaufen die Reaktionen? она + Br CI of or poar aprotisch OH + F₂CSO₂H toh OH polar protisch + NaOEt R₂ > Rn DMF SN 2 1. NaH 2. Mel SN2 Ott хоче Aufgaben: 1) Welche der beiden folgenden Reaktionen ist eine SN1, welche eine SN2-Reaktion? H₂C H₂C Rk. 1: Rk. 2: H of H₂C H₂C OH B HCS 2) Ordne nach zunehmender SN1-Reaktivität: + NaOEt → -OSCF3 1. NaH 2. Mel H O Aceton DMF on the ton H₂CS- H₂C 20 Ha H 3) Gib bei den folgenden Paaren von Reaktionen jeweils das Produkt an. Welche der Reaktionen verläuft jeweils schneller und nach welchem Mechanismus verlaufen die Reaktionen? H CI CH₂ "11 CH₂ tom OH → + Br .OH + F₂CSO₂H + NaOEt DMF 1. NaH 2. Mel Formelgleichung Eine Wortgleichung kann in eine Formelgleichung umgewandelt werden. Die Stoffe werden mit ihren Formeln oder Elementsymbolen dargestellt. Das Verhältnis, in dem die Stoffe miteinander reagieren, sowie das der Edukte und Produkte wird durch stöchiometrische Faktoren angegeben. Wichtige Gesetze . Bei allen chemischen Reaktionen. bleibt die Gesamtmasse der an der Reaktion d.h. beteiligten Die Stoffe erhalten. Verbindungen besitzen Gesamtmasse der Aus- gangsstoffe ist gleich der Masse der Produkte. konstante chemische Zu- sammensetzungen (z. B. H2O, NaCl, NH3). Wertigkeit von Elementen . ● . Im Periodensystem der Elemente sind die Elemente in Hauptgruppen angeordnet. Die Atome der Elemente, die in einer Gruppe stehen, haben gleich viele Außenelektronen (= Valenzelektronen). Der Begriff ,,Wertigkeit" beschreibt, wie viele Elektronen ein Element abgeben oder aufnehmen muss, um acht Elektronen auf der äußersten Schale zu haben. . . Gesetz der Massenerhaltung ● . 1. Hauptgruppe: 1 2. Hauptgruppe: 2 3. Hauptgruppe: 3 4. Hauptgruppe: 4 5. Hauptgruppe: 3 6. Hauptgruppe: 2 7. Hauptgruppe: 1 Edelgase sind inert! Gesetz der konstan- ten Proportionen Das Massenverhältnis der Elemente in einer chemischen Verbindung von: ist konstant, 20 Bestimme die Verhältnisformeln Kleine Übung: Zinkoxid, Aluminiumoxid, Magnesi- Ammoniak und umchlorid, Berylliumsulfid. Die Elemente der HG 1 bis 3 geben ihre Valenzelektronen ab, die Elemente der HG 5 bis 7 nehmen Elektronen auf. Nebengruppenelemente haben i.d.R. eine Wertigkeit von 2. Allgemeine Reaktionsgleichung: C=C Stereochemie: Es gibt syn- und anti-Additionen, je nachdem, ob die beiden Teilchen auf derselben Seite addiert werden oder auf unterschiedlichen Seiten: a) Syn-Addition: b) Anti-Addition: >c=c Additionen über kationische Zwischenstufen: Füge folgende Begriffe in den untenstehenden Lückentext ein: identisch, cyclisch, Nukleophil, zweistufig, Elektrophil, geschwindigkeitsbestimmend, endotherm, offen. Diese Art der Addition ist und greift die Doppelbindung am Diese kann oder unterschiedlicher Zwischenstufen und die Addition ist abgeschlossen. Elektrophile Addition (AE) C=C + Der Additionsmechanismus hängt vom eingesetzten Reagenz ab. Bei Br₂ verläuft der Mechanismus über eine cyclische Zwischenstufe: Alken Ⓒ 8 Brom Der erste Schritt der Reaktion ist Der Mechanismus verläuft wie folgt: Zunächst an und bildet eine kationische Zwischenstufe. sein. Die Energieprofile sind trotz . Anschließend greift das Bromonium-Ion 21 Produkt an Allgemeine Reaktionsgleichung: <=C a) Syn-Addition: b) Anti-Addition: Stereochemie: Es gibt syn- und anti-Additionen, je nachdem, ob die beiden Teilchen auf derselben Seite addiert werden oder auf unterschiedlichen Seiten: ا ما Elektrophile Addition (AE) + x - y =C + x - y Alken + x - y Additionen über kationische Zwischenstufen: Füge folgende Begriffe in den untenstehenden Lückentext ein: identisch, eyelisch, Nukleophil, zweistufig, Elektrophil, geschwindigkeitsbestimmend, endotherm offen. Diese Art der Addition ist zweistufig. Der erste Schritt der Reaktion ist endotherm und geschwindigkeitsbestimmend. Der Mechanismus verläuft wie folgt: Zunächst greift die Doppelbindung am Elektrophil an und bildet eine kationische Zwischenstufe. Diese kann cyclisch oder offen sein. Die Energieprofile sind trotz unterschiedlicher Zwischenstufen identisch. Anschließend greift das Nucleophil an und die Addition ist abgeschlossen. Der Additionsmechanismus hängt vom eingesetzten Reagenz ab. Bei Br₂ verläuft der Mechanismus über eine cyclische Zwischenstufe: Br 8 + 1Br- -Bri Brom X 8 0 ں۔ Br Bromonium-Ion Bra Produkt Vorgehen 1 Wortgleichung aufstellen: Dazu schreibst du einfach auf, was womit zu welchem Produkt reagiert. 2 Wörter in Formeln übersetzen: Dafür musst du die Formeln kennen. Da bleibt dir leider nichts anderes als Auswendiglernen übrig. Eine andere Möglichkeit ist das eigene Erstellen der Formeln, wenn du die Wertigkeiten kennst. 3 Aufstellen der stöchiometrischen Faktoren: Dazu schaust du dir an, in welchem Verhältnis deine Elemente im Produkt vorkommen. Hast du das Verhältnis bestimmt, so kannst du das kleinste gemeinsame Vielfache berechnen. Daraus ergeben sich die stöchiometrischen Faktoren. (Im Beispiel wird das deutlicher!) (4) Kontrolle: Kontrolliere, ob das Gesetz von der Erhaltung der Masse eingehalten wird. Beispiel: Aluminiumoxid (1) Wortgleichung aufstellen. Aluminium + Zinkoxid 2 Wörter in Formeln übersetzen: Wenn du die Übung auf der vorherigen Seite gemacht hast, kennst du die Formeln für Zinkoxid und Aluminiumoxid. Al + ZnO 2 Al + 3 ZnO Aluminium + Zink 3 Aufstellen der stöchiometrischen Faktoren: Links haben wir ein Aluminiumatom, rechts haben wir 2. Also brauchen wir (da das kgV zwei ist) eine 2 vor dem Al links. Außerdem gibt es links nur ein Sauerstoffatom, rechts aber drei. Also müssen wir ZnO (das gesamte Molekül!) mit 3 multiplizieren. Dadurch entstehen links 3 Zink-Atome, die wir rechts auch bekommen, indem wir eine Drei vor das Zn schreiben. Al₂O3 + 3 Zn 21 Al₂O3 + Zn Organische Chemie Mit der OC bekommst du es frühestens in Klasse 9 zu tun. Auch, was die OC genau ist, habe ich dir schon erzählt. Zunehmend wichtig wird sie in der Oberstufe, denn da dreht sich sehr vieles um OC. In der Mittelstufe hält sich die Organik in Grenzen. Zunächst wirst du in die einfachen Kohlenwasserstoffe (Alkane, Alkene, Alkine) eingeführt. Und an diese Kohlenwasserstoffe kann man Sachen ranhängen. Diese fachsprachlich Substi- tuenten genannten ,,Sachen" können ganz unterschiedlicher Natur sein. Du lernst ein paar organische Gruppen kennen, die ich dir im Folgenden kurz vorstelle. Die funktionellen Gruppen geben den Stoffen ihre Eigenschaften. Und ja, so ein Stoff kann auch mehrere dieser Gruppen haben. Folgende funktionelle Gruppen sind für dich in der Schule wichtig: . . Hydroxygruppe (Alkohol) Eigenschaften Polar Relativ hohe Schmelz- und Siedepunkte Hydrophil Nur schwach acide (pKs = 16) Reaktionen der Gruppe Veresterung: H2O R-OHR-COOHR-COO-R' + Dehydratisierung: R-CH2-CH2-OHR-CH=CH2 + H2O Oxidation zu Aldehyden, Ketonen und Carbonsäuren (mit Hilfe bestimmter selektiver Reagenzien) ● . 22 R Was man noch wissen muss Man unterscheidet in ein-, zwei- und mehrwertige Alkohole (nach Anzahl der Hydroxygruppen) Zudem gibt es primäre, sekundäre und tertiären Alkohole (nach Anzahl der Alkylreste, die am C- Atom hängen) Der einzig für uns Menschen genießbar Alkohol ist Ethanol Isopropanol wird zB als Desinfektionsmittel verwendet Bei HBr verläuft der Mechanismus über eine offene Zwischenstufe: = C Ph Alken Reaktion 1: Vergleiche die beiden folgenden Reaktionen. Schreibe dazu den Additionsmechamismus beider Reaktionen auf und lege dabei ein besonderes Augenmerk auf die Zwischenstufe. Ph Reaktion 2: HBr Carbeniumion HBr Produkt Produkt wird bevorzugt entstehen, weil 22 Produkt 1 Triff eine Vorhersage: Welches der Produkte wird bevorzugt gebildet? Weshalb? Erinnere dich bei der Stabilität der Zwischenstufen an die SN1-Reaktion! Produkt 2 Bei HBr verläuft der Mechanismus über eine offene Zwischenstufe: H C=C Ph Alken Reaktion 1: Ph Reaktion 2: HBr Vergleiche die beiden folgenden Reaktionen. Schreibe dazu den Additionsmechamismus beider Reaktionen auf und lege dabei ein besonderes Augenmerk auf die Zwischenstufe. HBr Carbeniumion HBr Ph Br Ht Produkt Br Pha Produkt 1 Ph Produkt 2 Pr Triff eine Vorhersage: Welches der Produkte wird bevorzugt gebildet? Weshalb? Erinnere dich bei der Stabilität der Zwischenstufen an die SN1-Reaktion! Produkt wird bevorzugt entstehen, weil das Intermediat ein ter- tiäres Carbeniumion ist. Dieses ist weitaus stabler Carbonylgruppe (Keton) R¹ Eigenschaften niedermolekular: farblos, leicht beweglich, hydrophil Meist angenehmer, fruchtiger Geruch Höhermolekular: Feststoffe Reaktionen der Gruppe Keto-Enol-Tautomerie: gle R Bildung von Acetalen: OH Eigenschaften Grignard-Reaktion Polar • Niedrigere Schmelz- und Siedepunkte als Alkohole Kurze Aldehyde hydrophil Dipol-Dipol-WW Aldol-Reaktion a + H₂O R³ Reaktionen der Gruppe Nukleophile Addition Pinakol-Kupplung Carbonylgruppe (Aldehyd) O Addition von Alkoholen Addition von Wasser . . . R² 23 Was man noch wissen muss Ketone neigen in Gegensatz zu Aldehyden nicht zur Polymeri- sation. Zudem sind sie nicht so reaktions- freudig wie Aldehyde, da die be- nachbarten C-Atome einen + Ef- fekt auf die C=O Gruppe ausüben. Aceton, das einfachste der Ketone, wird als Lösungsmittel benutzt und ist auch in zB Nagellackentferner enthalten. R H Was man noch wissen muss Der einfachste Aldehyd, nämlich Methanal (Formaldehyd), wird als Desinfektionsmittel verwendet. Aldehyde finden auch in der Parfumindustrie Verwendung. Aldehyde lassen sich mit der Tollens- und mit der Fehlingprobe nachweisen. Dies findet bspw bei Zuckern Verwendung, da die Aldosen ebenfalls eine Aldehyd- gruppe tragen. zweiten Das Energieprofil zeigt die Bevorzugung des ersten Produkts deutlich: E PT.A Ph Mechanismus der Hydroborierung mit ,,BH3": H₂B. Alken + EAZ Die Regel, dass das höher substituierte Carbeniumion und damit auch das am höchsten substituierte Produkt bevorzugt ist, nennt man Markovnikov-Regel. Demnach bezeichnet man das höher substituierte Produkt auch als Markevnity-Produkt, das nieder substituierte als Anti-Markanikov -Produkt. Auch wenn die Markovnikov-Produkte i.d.R. bevorzugt entstehen, kann man durch die Art der Reaktion die Bildung des Anti-Markovnikov-Produkts bevorzugen. Ein Beispiel dafür ist die Hydroborierung. Sie verläuft Konzertiert (d.h. Bindungsbruch und -knüpfung laufen gleichzeitig ab und die Reaktion ist einstufig) und hat daher nur einen übergang zustand. Diese sun-Addition liefert - vor allem mit sterisch anspruchsvollen Basen wie 9-BBN-das Anti-Markovnikov-Produkt. IT (Setze folgende Begriffe ein: gleichzeitig, Markovnikov, einstufig, anspruchsvoll, sym-, Anti- Markovnikov, konzertiert, Übergangszustand) H ( ,,BH3" EAN < EA2 Ph EM --- H → thermodyna- misches Produkt Übergangszustand (vierglieds) Pr.2 Rkt. Ph BH₂ Produkt Das Energieprofil zeigt die Bevorzugung des ersten Produkts deutlich: E Die Regel, dass das höher substituierte Carbeniumion und damit auch das am höchsten substituierte Produkt bevorzugt ist, nennt man Markovnikov-Regel. Demnach bezeichnet man das höher substituierte Produkt auch als -Produkt, das nieder substituierte als -Produkt. laufen einen Auch wenn die Markovnikov-Produkte i.d.R. bevorzugt entstehen, kann man durch die Art der Reaktion die Bildung des Anti-Markovnikov-Produkts bevorzugen. Ein Beispiel dafür ist die Hydroborierung. Sie verläuft (d.h. Bindungsbruch und -knüpfung und hat daher nur -Addition liefert - vor allem mit sterisch Basen wie 9-BBN - das Anti-Markovnikov-Produkt. ab und die Reaktion ist Diese (Setze folgende Begriffe ein: gleichzeitig, Markovnikov, einstufig, anspruchsvoll, syn-, Anti- Markovnikov, konzertiert, Übergangszustand) Mechanismus der Hydroborierung mit ,,BH3": Y Ph Alken + Rkt. ,,BH3" Übergangszustand ( 23 Produkt E1: H3C- H3C CH3 H Energie CH3 Energieprofil: Eliminierung (E) CH₂ H3C Ju H& .:B -CH-3 H3C Carbeniumion (p) -HB Reaktion begünstigt bei: a) tertiaren › sekundären >. primären (bessere Stabilisierung) b) polar protischen Lösungsmittel (z.B. Wasser, Ethanol) c) bober d) schwachen Basen Temperatur Produkt Carbeniumionen Rkt. Carboxygruppe (Säure) O Eigenschaften acide durch mesomeriestabi- lisiertes Carboxylat-Anion Physikalische Eigenschaften werden durch den Rest best. Kurze Carbons. hydrophil Reaktionen der Gruppe OH Veresterung: HO-R² Dehydratisierung: +HO 0-R² Eigenschaften + H₂O Physikalische Eigenschaften werden durch die Reste bestimmt Haben einen Carbonsäure- und Alkoholrest Reaktionen der Gruppe • Esterspaltung • Fries-Umlagerung • Chan-Umlagerung • Synthese von Estern durch Veresterung oder Bayer-Villinger- Oxidation Lossen-Abbau . Estergruppe (Carbonsäureester) R 24 OH Was man noch wissen muss Langkettige Carbonsäuren bezeichnet man als Fettsäuren. Es gibt gesättigte und ungesättigte Fettsäuren; letztere haben Doppel- bindungen. Fettsäuren werden zur Herstellung von Fetten und diese Fette wiederum zur Herstellung von Seifen verwendet. Es gibt viele Wege der Herstellung von Carbonsäuren, z.B. Oxidation. R¹ R² Was man noch wissen muss Ester kennt man aus der Schule vor allem wegen ihres Geruches: Einige Ester (zB Salicylsäuremethyl- ester) haben einen guten Geschmack und Geruch. Diese Ester werden oft von der Industrie in Teebeuteln, Joghurts und anderen Lebensmitteln verwendet, um preiswert einen guten Geschmack an die Lebensmittel zu bringen. E1: H3C. H3C Energie Energieprofil: a) CH3 H Reaktion begünstigt bei: b) c) CH3 d) (bessere Stabilisierung) Eliminierung (E) Carbeniumion ( Temperatur Basen ) Lösungsmittel (z. B. Wasser, Ethanol) 24 Produkt Carbeniumionen Rkt. E1cb: H3C H3C CH3 Energieprofil: Energie + B HBⓇ Carbanion Die Reaktion nach E1cb ist ein relativ seltener Mechanismus. Produkt Reaktion begünstigt bei: Elektronenziehenden Substituenten in Beta-Stellung (-M-Effekt)! 25 Rkt. E1cb: H3C H3C CH3 Energie CH3 Energieprofil: +B - HBⒸ H30 H3C CH3 CK Carbanion CH3 -X² Produkt Rkt. Reaktion begünstigt bei: Elektronenziehenden Substituenten in Beta-Stellung (-M-Effekt)! Die Reaktion nach E1cb ist ein relativ seltener Mechanismus. Sauerstoffbrücke (Ether) R¹-R² Eigenschaften oft eher reaktionsträge • Niedrige Smp./Sdp. • Die Wasserlöslichkeit nimmt mit zunehmender Länge der Reste ab. Synthese der Ether Ether werfen in der organischen Chemie vor allem als Lösungsmittel verwendet. Ether kommen in der Natur häufig vor. So ist die Verknüpfung zweier Einfachzucker zu einem Zweifach- zucker wie Milchzucker (Lactose) eine Bildung eines Ethers. Auch viele Arzeneimittel oder Aromastoffe wie Eugenol (in Nel- ken) sind Ether. Amidgruppe (Säureamide) Williamson-Ethersynthese: R-OR-X. ROR + X Säurekatalysierte Kondensation von Alkoholen Addition von Alkoholen an C=C: H-O-R Eigenschaften partieller Doppelbindungs- charakter Hohe Smp./Sdp. Bilden Wasserstoffbrücken aus Synthese der Säureamide Erhitzen von Ammoniumsalzen ܗܕܐ ܩܘܐ ܗܘܝܢ 1 Steglich-Veresterung Bei Peptiden: Merryfield-Fest- phasensynthese In der Natur: Translation . ● Was man noch wissen muss 25 R¹ Was man noch wissen muss Es gibt kovalente und salzartige Amide. Kovalente Amide findet man in verschiedenen Bereichen. So werden sie in Kunststoffen und auch in Arzeneistoffen verwendet. Auch in der Natur spielen sie in Peptiden eine Rolle. E2: CH3 H3C + B ☆ H3C - HB CH3 - XE Energieprofil: Energie Reaktion begünstigt bei: a) b) c) d) Temperatur Basen Die E2-Reaktion läuft nur ab, wenn in Atom die Abgangsgruppe steht! Produkt Lösungsmittel am C-Atom und am Nukleophil 26 Rkt. Position zum H- Das Experimentieren Ein wichtiger Aspekt, den ich schon zu Beginn ansprach, ist das Experimentieren. Zum Beginn des Chemieunterrichts macht ihr den Brennerführerschein. Der stellt einfach nur sicher, dass ihr mit dem Brenner umgehen könnt und nicht nach dem Gebrauch der ganze Raum in Flammen steht. Wär n bisschen uncool... Deshalb hier nochmal - falls du in den Ferien plötzlich eine Amnesie erleiden solltest und dir ganz zufällig entfallen ist, wie man einen Brenner bedient - der Aufbau des Bunsenbrenners und eine Anleitung dafür: leuchtende Flamme Luftzufuhr Gas- regulierung nichtleuchtende Flamme Brennerrohr Weg des Gases: rote Pfeile Gasdüse Luftzufuhr geschlossen Gas Weg der Luft: blaue Pfeile Luftzufuhr geöffnet (1) Brennerschlauch an den Gashahn anschließen. Prüfen, ob der Brenner fest auf dem Tisch steht und nicht rumwackelt. Gas- und Luftzufuhr müssen geschlossen sein! 2 Der Gashahn wird aufgedreht. 3 Quasi im gleichen Moment drehst du die Gaszufuhr auf und zündest ein Streichholz an. Das austretende Gas entzündest du. 26 Arbeite wie gewohnt, aber vorsichtig mit dem Bunsenbrenner. Öffne, falls benötigt, erst jetzt die Luftzufuhr. 5 Ist dein Experiment oder Versuch beendet, schließe zunächst die Luftzufuhr. (6) Schließe den Gashahn und dann die Gaszufuhr. 7 Schließe den Brenner vom Gashahn ab und räume ihn weg. E2: +8 BA HB CH3 -хо H3C H3C Energieprofil: Energie CH3 .!!!!! H Reaktion begünstigt bei: Produkt a) hoher Temperatur b) polar aprotischem Lösungsmittel c) starken Basen d) Sterische Hinderung am C-Atom und am Nukleophil Die E2-Reaktion läuft nur ab, wenn in antiperplanater Atom die Abgangsgruppe steht! Rkt. Position zum H- Da du das Arbeiten mit dem Brenner jetzt hoffentlich wieder im Gedächtnis hast, können wir ja mit den Experimentierregeln weitermachen. Folgende Regeln sind wichtig: ● Achte auf Ordnung und Sauberkeit am Arbeitsplatz! ● ● ● ● ● ● ● Halte dich genau an die Arbeitsanweisungen! (Mengenangaben und Reihenfolge nicht ändern!) Nimm Chemikalien nie in den Mund und verschütte keine Chemikalien auf Haut und Kleider! Trage immer die Schutzbrille, wenn etwas spritzen könnte oder wenn du mit dem Bunsenbrenner arbeitest! Prüfe den Geruch von Stoffen nur mit der Riechtechnik der ChemikerInnen (Zufä- cheln mit der Hand)! Halte Reagenzgläser beim Erhitzen nie in Richtung von Personen! Denke daran, dass man Hitze nicht sehen kann (z. B. bei Glas); fasse daher im Zwei- felsfall nichts mit bloßer Hand an! Baue jeden Versuch so auf, dass alles stabil steht! Lege immer eine feuerfeste Platte unter den Bunsenbrenner, wenn der Tisch nicht selbst feuerfest ist! Bewahre Chemikalien nur in den dafür vorgesehenen Spezial-Flaschen und -Dosen auf; aber nie in Lebensmittel-Behältern! Folge für die Entsorgung von gebrauchten Chemikalien den Anweisungen der Lehr- person (spezieller Chemie-Abfallkübel)! Verlasse das Chemiezimmer erst, wenn der Arbeitsplatz deiner Bankgruppe aufge- räumt und alle Geräte gereinigt sind! 27 Neben der Konkurrenz zur nukleophilen Substitution spielt auch die Regiochemie eine Rolle, besonders bei E2-Eliminierungen. Betrachte folgende Reaktionen: an höher substituierter Position - Worin unterscheiden sich die Produkte? p-NO₂PhOK H eine eher Die Reaktionen lassen sich allein durch die Art der Base, so wird das entstehen. Wählt man jedoch eine Base, die sterisch NMe3 substituierte Produkt nennt man -Produkt genannt. Aufgaben: an niedriger substituierter Position I-BUOK beeinflussen: Wählt man ist, so erhält man das substituierte Produkt. Diese Produkte tragen ebenfalls Namen. Das höher -Produkt, das nieder substituierte wird 27 substituierte Produkt (Setze folgende Begriffe ein: Zaitsev, höher, anspruchsvolle, nieder, Base, anspruchslose, Hofmann) 1) Welche der Verbindungen reagiert mit Kaliun-Tertbutyloxid in einer E2-Reaktion am langsamsten? Warum? Welche reagiert am schnellsten? Warum? 8 Neben der Konkurrenz zur nukleophilen Substitution spielt auch die Regiochemie eine Rolle, besonders bei E2-Eliminierungen. Betrachte folgende Reaktionen: an hoher substituierter Position P-NO,PhOK Aufgaben: котви да н ▸ H CI • Worin unterscheiden sich die Produkte? An der Stellung der Doppelbindung 4 A H Die Reaktionen lassen sich allein durch die Art der Base Base, so wird das nieder anspruchs- eine eher substituierte Produkt entstehen. Wählt man jedoch eine Base, die sterisch anspruchsvoll ist, so erhält man das näher substituierte Produkt. Diese Produkte tragen ebenfalls Namen. Das höher substituierte Produkt nennt man zaitsev -Produkt, das nieder substituierte wird Hofmann -Produkt genannt. CI NMe (Setze folgende Begriffe ein: Zaitsev, höher, anspruchsvolle, nieder, Base, anspruchslose, Hofmann) сдеи котви = код х anspruchsi 1) Welche der Verbindungen reagiert mit Kaliun-Tertbutyloxid in einer E2-Reaktion am langsamsten? Warum? Welche reagiert am schnellsten? Warum? an niedriger substituierter Position 1BuOK 27 ce beeinflussen: Wählt man @reagiert am schnellsten, da geringste sten- sche Hinderung Ⓒ reagiert am langsamsten, da tBu-Substituent auch axial steht 2) Gib die Produkte der Folgenden E2-Eliminierungen an. Zeichne dazu zunächst das Edukt in der Sesselkonformation und markiere, welches H-Atom von der Base abstrahiert wird! Br H3C 'Cl CI a) b) 3) Bei der Reaktion des Alkylbromids können zwei Alkene A und B entstehen. Gib beide möglichen Produkte an. Kreuze an, welches Alken bei welcher Base begünstigt ist und gib eine Begründung dafür. CH3 b) mit H3C- NaOEt EtOH a) mit CH3CH₂O Kurze Begründung: NaOEt EtOH CH3 CH₂CH3 CH₂CH3 Base als Base: als Base: 28 A B 2) Gib die Produkte der Folgenden E2-Eliminierungen an. Zeichne dazu zunächst das Edukt in der Sesselkonformation und markiere, welches H-Atom von der Base abstrahiert wird! Br 'CI H3C CI CH3 NaOEt Eto a) mit CH3CH₂O b) mit H3C- Kot Bu EtOH NaOEt EtOH 3) Bei der Reaktion des Alkylbromids können zwei Alkene A und B entstehen. Gib beide möglichen Produkte an. Kreuze an, welches Alken bei welcher Base begünstigt ist und gib eine Begründung dafür. CH3 CH₂CH3 CH₂CH3 Base als Base: als Base: ä it3 C се A Edukt: Edukt: 17 B Kurze Begründung: a) sterisch anspruchslose Base →→ höher subst. Pr. b) Sterische Hindering an Base → nieder subst. Pr. Wenn du die Experimente durchgeführt hast, sollst du in aller Regel ein Protokoll verfassen, in dem du die Beobachtungen und die Auswertung ordentlich zusammenträgst. Folgende Punkte sind wichtig (siehe auch dazu die Checkliste am Ende des Buches): ● ● ● Die Form des Protokolls ist wichtig. Dazu gehören Datum, Überschrift, dein Name (+ ggf. Namen weiterer Gruppenmitglieder). Zuerst notierst du die benötigten Geräte und Chemikalien. In einem wissenschaftli- chen Protokoll stünden jetzt noch die H- und P-Sätze sowie die Ansatzgrößen bei. Letzteres solltest auch in deinem Protokoll mit aufführen. Anschließend zeichnest du einen Versuchsaufbau. Diesen zeichnest du mit Bleistift, groß, mit Lineal und beschriftet. Nun beschreibst du in der Versuchsdurchführung, wie du in deinem Versuch vorge- gangen bist. Du nennst auch hier nochmal in einem Fließtext die einzelnen Schritte mit den verwendeten Geräten und Chemikalien. Die Versuchsbeobachtung enthält alles, was du während des Versuches beobachtet hast. Achtung: In die Beobachtung gehören keine Ergebnisse oder Deutungen! Es heißt also nicht: Als die Brausetablette in das Reagenzglas gegeben wurde, stieg Gas auf, sondern Als die Brausetablette in das Reagenzglas gegeben wurde, war eine starke Bläschenbildung zu beobachten. In der Versuchsauswertung deutest du die Beobachtungen auf Grundlage dein Fachwissens. Die Auswertung kann Erklärungen, Grafiken, Reaktionsgleichungen, Rechnungen enthalten und soll zeigen, dass du dich auch theoretisch mit deinen Be- obachtungen auseinandersetzen kannst. Gegebenenfalls erörterst du hier auch eine zuvor aufgestellte Hypothese. Das Versuchsergebnis gibt in wenigen Sätzen das Ergebnis deiner Auswertung wie- der. Zum Schluss des Protokolls nimmst du eine Fehlerbetrachtung vor, sofern zumindest Werte gemessen wurden. Wenn z.B. deine Ausbeute geringer ist als die in der Litera- tur angegebene Ausbeute, würdest du an dieser Stelle diskutieren, wo du in der Durchführung Fehler gemacht haben könntest. 28 2. GYMNASIALE OBERSTUFE (KLASSE 11-ABITUR) Vertiefung der Grundlagen Wenn du an dieser Stelle angekommen bist und immer noch weiter liest, dann erstmal Res- pekt für dein Durchhaltevermögen; du gehörst wohl auch zu den glücklichen Menschen, die sich noch ein Weilchen länger mit der tollsten aller Naturwissenschaften beschäftigen dür- fen. Hurra! Und auch wenn du, statt freudig jauchzend in die Lüfte zu springen, jetzt eher voller Verzweiflung diese Zeilen liest, hoffe ich doch, dir den Einstieg in die Oberstufe etwas erleichtern zu können. Wer weiß, vielleicht ist Chemie in der Oberstufe doch nicht ganz so schlimm. Das stimmt zumindest, wenn man die Grundlagen gut beherrscht. Denn diese sind Voraus- setzung dafür, gut in der Oberstufe mitzukommen. Die Oberstufe ist in Chemie weniger dazu da, komplett neue Themengebiete zu vermitteln, sondern eher dazu, bereits Bekanntes zu erweitern und zu vertiefen. Und da das den meisten von euch bewusst zu sein scheint, wer- de ich auch entsprechend oft gefragt, was man denn für die Oberstufe alles können muss. Das werde ich jetzt aber nicht hier erörtern, sondern lasse dich, bis du am Ende des Ratge- bers eine Checkliste findest, etwas in Schock, indem ich sage: ALLES. Leistungskurs (LK) und Grundkurs (GK) Wie du weißt, ist die Oberstufe in Grund- und Leistungskurse aufgeteilt. Während im Che- mie-LK die Cracks sitzen, die gefühlt nichts anders in ihrem Leben treiben und die Nachmit- tage im Heimlabor verbringen, versammelt sich im GK der traurige Rest derer, die eigentlich nur Bock auf Biologie hatten und mit Physik noch weniger anfangen können als mit Chemie. Sh*t happens. Spaß beiseite, Klischees sind doof. Egal, ob du nun im Grundkurs oder im Leistungskurs sitzt, die Themen sind letztlich dieselben. Es gibt dennoch große Unterschiede zwischen GK und LK: ● Das Tempo ist im LK natürlich wesentlich schneller als im GK. Während man im GK al- les gefühlt 5000 Mal durchkaut, ging das im LK nacheinander weg. Klar wurden da auch Fragen beantwortet, aber im LK ist das eben ganz anders. Im GK werden die Sachen wesentlich unausführlicher als im LK behandelt. Man macht die ganzen chemischen Prozesse zwar, aber eben nur oberflächlich. Dement- sprechend ist die Menge an Wissen, die man haben muss, im LK um ein Vielfaches größer. Das liegt aber auch daran, dass man einige Wochenstunden mehr hat. Man hat mehr Zeit, in die Materie einzutauchen und den ganze Stoff intensiv zu vertiefen. 29 4) Erwärmt man 2-Brom-2,3-dimethylbutan mit Natriumethanolat in Ethanol, entstehen nach dem E2-Mechanismus zwei Eliminierungsprodukte im Verhältnis 79:21, wobei das thermodynamisch stabilere Alken in größerer Menge entsteht. Gib die Reaktionsprodukte an und kennzeichne, welches der beiden Alkene das Hauptprodukt ist. d 21% 79% Wie verändert sich das Produktverhältnis, wenn die Eliminierung mit der sterisch anspruchsvolleren Base (CH3)3CO statt mit CH3CH₂O durchgeführt wird? Es verschiebt sich zum nieder substitu- ierten Produkt Br CH₁ H₂C-C-C-CH₂ CH₂ H Na OC₂H₂ C₂H₂OH KOEŁ 5) Bei der Umsetzung von (S)-2-Brombutan mit Kaliumethanolat in wasserfreiem Ethanol entstehen vier Produkte, die jeweils eine Kette von vier C-Atomen enthalten. Geben Sie die Strukturen dieser Produkte an. Nach welchen Mechanismen werden sie jeweils gebildet (Bezeichnung genügt)? Produkt 1 Produkt 2 otz Produkt 3 ott Produkt 4 4) Erwärmt man 2-Brom-2,3-dimethylbutan mit Natriumethanolat in Ethanol, entstehen nach dem E2-Mechanismus zwei Eliminierungsprodukte im Verhältnis 79:21, wobei das thermodynamisch stabilere Alken in größerer Menge entsteht. Gib die Reaktionsprodukte an und kennzeichne, welches der beiden Alkene das Hauptprodukt ist. Br CH3 H₂C-C-C-CH₂ CH₂ H Na OC₂H₂ C₂H5OH Wie verändert sich das Produktverhältnis, wenn die Eliminierung mit der sterisch anspruchsvolleren Base (CH3)3CO¯ statt mit CH3CH₂O durchgeführt wird? 5) Bei der Umsetzung von (S)-2-Brombutan mit Kaliumethanolat in wasserfreiem Ethanol entstehen vier Produkte, die jeweils eine Kette von vier C-Atomen enthalten. Geben Sie die Strukturen dieser Produkte an. Nach welchen Mechanismen werden sie jeweils gebildet (Bezeichnung genügt)? Produkt 1 Produkt 2 Produkt 3 29 Produkt 4 6) Beim Lösen von 2-Brom-2-methylpropan bei 25 °C in wässrigem Ethanol erhält man ein Gemisch aus (CH3)3C-O-CH₂CH3 (30%), (CH3)3C-OH (60 %) und (CH3)2C=CH₂ (10 %). Benenne die Reaktionsprodukte und formuliere die Reaktionen, die zu diesem Produktgemisch führen! Erkläre die Produktverteilung! ● Die Klausuren im GK scheinen echt einfach, wenn man im direkten Vergleich die LK- Klausuren betrachtet. Im LK werden kompliziertere Aufgaben gestellt und AFB I ist fast gar nicht vertreten, bei AFB II und III liegt im LK der große Schwerpunkt. Im GK werden eben grundlegende Prozesse, Strukturen etc. vermittelt, im LK wird auch (im Hinblick auf das Studium!) viel wissenschaftlicher gearbeitet. Der LK ist viel selbstständiger im Arbeiten. Experimente, Protokolle, viel selbststän- dige Dinge. Wir mussten uns viele Dinge selbst erarbeiten und allein auf Lösungen kommen. Wir mussten eigene Versuchsreihen entwickeln und durchführen - auch in Klausuren. Auch Vorträge gab es etliche. Für sowas hat man im Grundkurs oft keine Zeit. ● Im Chemie-GK habe ich es eigentlich nie erlebt, dass man mal Mathematik gebraucht hat. Im LK haben wir Formeln hergeleitet und viel mit Mathematik gearbeitet. Loga- rithmengesetze, Stöchiometrie (!!!), Ableitungen, PQ-Formel und auch Herleitungen werden gebraucht. Nun ein bisschen was zum Inhalt des Chemie-LK's, damit du weißt, worauf du dich mit dem Chemie-LK einließest - entweder, weil du ihn wählen willst oder ihn schon gewählt hast, die Unterschiede studiert hast und denkst: ,,Wtf, wo bin ich hier gelandet"... Man behandelt: ➡ Elektrochemie (Redoxreaktionen, galvanisches Element und Elektrolyse, verschiede- ne verfahren, Batterien, Redoxtitration etc.) ➡ Thermodynamik (Reaktionsentropie und -enthalpie, Standardbildungsenthalpie, freie Reaktionsenthalpie...) ➡ Chemisches Gleichgewicht (Stickstoffkreislauf, Haber-Bosch-Verfahren, Parameter die das chemische Gleichgewicht beeinflussen etc.) ➡ Reaktionsgeschwindigkeiten und Abhängigkeit von verschiedenen Parametern → Säuren und Basen (pH- und pOH-Wert, pks und pKb Werte, starke/schwache Säu- ren, Puffersysteme, Anwendungen etc.) ➡ Chemie der Kunststoffe / Biochemie (Zucker, Aminosäuren, Kunststoffe, Herstellung von Kunststoffen, Chiralität etc.) Farbchemie und Orbitalmodell (Orbitale, Farbkreis, Entstehung von Farbe, Farb- stoffklassen, Färbemethoden) ➡ Nachweisreaktionen (das kommt in jedem Semester vor) 30 Wichtig sind im Chemie LK: Das Anfertigen von Protokollen ➡Sauberes Verlassen des Arbeitsplatzes selbstständiges Durchführen von Protokollen und eigenständige Entwicklung von Versuchen zu einem bestimmten Thema (Selbstständigkeit ist sehr, sehr wichtig, S.O.) Gute Klausuren natürlich :D Zusammenarbeit in Gruppen mit Kurskameraden, Unterstützung schwächerer Schü- ler stetige Mitarbeit ➡Hausaufgaben! Wie in allen Fächern gilt: Gute Vorbereitung ist das Wichtigste. Man darf sich von Misserfol- gen auf keinen Fall entmutigen lassen! Klar, viel ist auch von einem selbst abhängig und im LK wird es um Einiges anspruchsvoller. Aber auch, wenn du nen doofen Lehrer erwischst, solltest du dich nicht unterkriegen lassen und ihm/ihr zeigen, dass du Interesse hast ;-) Eiserne Disziplin ist ebenfalls wichtig. Du musst verteilt lernen, dann hast du auch nicht das Problem, dass eine Welle von Lernstoff auf dich zurast. Merk dir das vor allem, wenn dir Chemie nicht so leicht von der Hand geht. Physikalische Chemie In der Oberstufe wird ein Teilgebiet der Chemie zunehmend wichtiger: Die physikalische Chemie. Wichtig sind vor allem die folgenden Themen: Das Orbitalmodell und die Thermo- dynamik. Zur Thermodynamik findet ihr die wichtigsten Formeln im Teil ,,Checklisten". Das bereits besprochene Atommodell von Bohr gerät schnell an seine Grenzen. Der Chemi- ker Heisenberg hat über die Heisenbergsche Unschärfrelation die durch Bohr festgesetzten Postulate widerlegt: Von einem Elektron lassen sich nicht gleichzeitig Ort und Geschwindig- keit bestimmen. Damit kann ein Elektron nicht auf festgelegten Bahnen umherkreisen, wie es Bohr jedoch annahm; besser lassen sich die Aufenthaltsorte der Elektronen durch Orbitale und Quanten- zahlen beschreiben. Orbitale sind Aufenthaltsräume, in denen sich die Elektronen mit 90%iger Wahrscheinlichkeit aufhalten. Die Elektronen lassen sich über sogenannte Quanten- zahlen beschreiben. Man unterscheidet vier Quantenzahlen: 31 a) Hauptquantenzahl n: kann jede natürliche Zahl sein (n = 1, 2, 3, ...). Jede Hauptquantenzahl entspricht einer Schale im Schalenmodell. Sie gibt die Größe bzw Energie des Orbitals an. b) Nebenquantezahl I: ist abhängig von der Hauptquantenzahl des Zustands und beschreibt die Form de Or- bitals. Sie kann nur die ganzzahligen Werte von 1=0 bis l=n - 1 annehmen. c) Magnetquantenzahl m: ist wiederum abhängig von der Nebenquantenzahl des Zustands und gibt die räumliche Ausrichtung der Orbitale an. Sie kann nur die ganzzahligen Werte von m = -1 bis m = +1 annehmen. d) Spinquantenzahl s: beschreibt die Orientierung des Spins zur z-Achse und kann die Werte ± ½ annehmen. Über die Quantenzahlen lassen sich nun auch Orbitale charakterisieren: Bei den s-Orbitalen, die im PSE die Elektronen der ersten zwei Hauptgruppen aufneh- men, ist n = 1-7, m = 0 und 1 = 0. Es gibt folglich je ein s-Orbital. ➡ Bei den p-Orbitalen, die im PSE die Elektronen der restlichen sechs Hauptgruppen auf- nehmen, ist n = 1-7, I = 1 und m = -1 bis +1. Es gibt folglich je drei p-Orbitale. ➡Bei den d-Orbitalen, die im PSE die Elektronen der Nebengruppenelemente aufnehmen, ist n=1-7, 1= 2 und m = -2 bis +2. Es gibt folglich je fünf d-Orbitale. Bei den f-Orbitalen, die im PSE die Elektronen der Lanthanoide und Actinoide aufneh- men, ist n=1-7, 1=3 und m = -3 bis +3. Es gibt folglich je sieben f-Orbitale. Um nun ein Element zu charakterisieren, kann man seine Elektronenkonfiguration bestim- men. Diese gibt die Verteilung der Elektronen in den einzelnen Orbitalen an. Ein Orbital kann immer von zwei Elektronen besetzt werden. Dabei werden folgende Prinzipien berücksich- tigt: 1. niedrigere Orbitale zuerst besetzen. 2. Pauli-Prinzip: maximal zwei Elektronen (mit Spinumkehr) pro Orbital 3. Hundsche Regel: zuerst werden alle Orbitale mit einem Elektron gefüllt. Wenn alle Orbitale eines Energielevels voll sind, werden die zweiten Elektronen hinzugefügt. 32 Bei der Energie der Orbitale kann man sich an folgendem Muster orientieren: 4f 3d 2p ls 5f 3p 5d 4d 5p 4p 2s 6d 3s 4s бр 5s 7p 6s 7s 8s Dabei fängt man unten rechts an und liest die Zeilen von oben nach unten, jeweils von links nach rechts. Achtung: Bei den Nebengruppenelementen gibt es eine Ausnahme! Dort sind halb- und vollbesetzte Orbitale günstiger. Bekannte Beispiele sind Kupfer und Chrom. Anorganische Chemie Der Bereich ,,anorganische Chemie" ist in der Oberstufe tatsächlich nur ansatzweise vertre- ten, bzw. hier kommt es auf die Schule an, die du besuchst. Manche Lehrer behandeln Kom- plexchemie, was ein Teil der Anorganik ist. Einige Lehrer nicht. Was du aber auf jeden Fall in der Oberstufe haben wirst, ist Redoxchemie. Viele der Reaktionen, die du aus der Mittelstufe kennst, sind Redoxreaktionen. Das klassi- sche Beispiel, das du in der Schule kennenlernst, ist das Verbrennen von Eisenwolle oder Magnesium. Vielleicht kennst du auch noch die folgende Definition des Begriffes ,,Oxidation" aus der Mittelstufe: ,,Die Oxidation ist die Reaktion mit Sauerstoff". Das ist aber nur die halbe Wahrheit. Nicht mal... vielleicht 1/16 oder so. Richtig ist, dass Verbrennungsreaktionen – sprich, die Reaktion mit Sauerstoff – auch zu den Redoxreaktionen gezählt werden. Redoxreaktionen sind aber so viel mehr als das! Der Be- griff Redoxreaktion beschreibt erstmal nur, dass eine Oxidation und eine Reduktion parallel ablaufen. Schlauer sind wir durch diese ,,Definition" aber immer noch nicht. Denn wir wissen ja gar nicht, was eine Oxidation und eine Reduktion wirklich sind. Vielleicht gibt der Begriff ,,Elektronenübertragungsreaktion" etwas mehr Aufschluss über das Wesen einer Redoxreaktion. Denn so wird die Redoxreaktion auch genannt. Der Großteil der chemischen Reaktionen sind solche, bei denen Elektronen übertragen werden (für die Cracks unter euch: Ganz genau ist eine Reaktion die Wechselwirkung von HOMO und LUMO). Heißt konkret: Ein Stoff gibt Elektronen ab (Oxidation), ein Stoff nimmt Elektronen auf (Reduktion). Ablesen kann man das auch an der Oxidationszahl. Die wird nämlich größer (Oxidation) oder kleiner (Reduktion). 33 Die Oxidationszahl ist die Zahl, die einem Element zugeordnet wird, wenn man sich die Ver- bindung aus lonen bestehend vorsteht. Nach dieser Betrachtung würde man sich Wasser als eine lonenverbindung aus 2 H*-lonen und einem O²-Ion bestehend vorstellen. Folgende Re- geln gelten bei der Bestimmung von Oxidationszahlen: 1. Elemente erhalten immer die Oxidationszahl Null. 2. Metalle haben immer positive Oxidationszahlen. 3. Fluor hat die Oxidationszahl-I. 4. Wasserstoff hat die Oxidationszahl +1 (Ausnahme: Metallhydride, da Regel 2 vor Re- gel 4 gilt) 5. Sauerstoff hat die Oxidazionszahl -II (Ausnahme: Peroxide wie H₂O₂; OF2, ...) 6. Halogenide haben die Oxidationazahl -l. 7. Die Summe aller Oxidationszahlen in der Verbindung muss der lonenladung entspre- chend. Bei H₂O müsste also in Summe 0 rauskommen, bei MnO4 hingegen -1. Nachdem wir nun wissen, wie man Oxidationszahlen aufstellt, interessiert uns (zumindest mich - ich hoffe, dich auch!) natürlich, wie man Redoxgleichungen aufstellt. Auch hier gibt es natürlich ein Vorgehen. Orientiere dich daran und übe das. Dann hast du die Schritte im Kopf und verlierst keine Zeit beim Aufstellen von Redoxgleichungen. Anhand der folgenden Gleichung werde ich das Aufstellen der Redoxgleichungen näher er- läutern: MnO4 + Cl → Mn²+ + Cl₂ Die Reaktion findet im sauren Milieu statt. Was genau das bedeuten soll, erfährst du später. (1) Teilgleichungen finden (Redoxpaare) Ein Redoxpaar ist ein Paar aus der oxidierten und der reduzierten Form. Hast du auf beiden Seiten die Redoxpaare ausfindig machen können, schreibst du sie in zwei separate Gleichun- gen. Eine Redoxreaktion besteht immer aus zwei Teilgleichungen und damit aus zwei Redox- paaren. a) MnO → Mn²+ b) Cl → Cl₂ 34 2 Oxidationszahlen und Anzahl der übertragenen Elektronen bestimmen Im nächsten Schritt bestimmst du die Oxidationszahlen nach den schon genannten Regeln. Daraus kannst du dir dann ableiten, wie viele Elektronen übertragen worden sind. Bei Man- gan sinkt die Oxidationszahl von +7 auf +2. Es werden also fünf Elektronen aufgenommen. Bei Chlor musst du aufpassen. Links steht ein Cl, rechts Cl₂. Du musst also links mit 2 multi- plizieren, damit die Anzahl der übertragenen Elektronen letztlich stimmt. +7 +2 Reduktion: MnO4 +5e¯ → Mn²+ -1 0 Oxidation: 2 Cl → Cl₂ + 2e¯ 3 Mit H*-lonen, ggf. H₂O ausgleichen Wie zu Beginn angegeben, findet diese Reaktion im sauren Milieu statt. Deshalb müssen wir mit Oxonium-Ionen ausgleichen (der Einfachheit halben nimmt man aber oftmals H* statt H3O*). Wenn die Reaktion im basischen Milieu stattfände, müsstest du mit OH lonen aus- gleichen. Auf beiden Seiten der Gleichung müssen die Ladung sowie die Anzahl der Atome gleich sein. Mit H* kann man nur ,,positive Ladung hinzufügen". Deshalb musst du die Seite mit H* aus- gleichen, auf der die Ladung geringer ist. Ist mit H* oder OH ausgeglichen, zählst du auf beiden Seiten der Gleichung die Anzahl der H's und die Anzahl der O's. Dann ermittelst du die Differenz der H's und O's. Im Optimalfall solltest du auf einer Seite sowohl mehr H’s als auch mehr O's haben. Und ganz prima wäre es, wenn du in der Differenz doppelt so viele H's wie O's über hast. Denn daraus lässt sich ganz prima Wasser basteln! Das wird dann auf der anderen Seite hinzugefügt. +7 Reduktion: MnO4 +5e¯ + 8H* → -1 Oxidation: 2 Cl- 0 Cl₂ + 2e- +2 Mn²+ + 4H₂0 (4) kgV der Elektronen bestimmen Das kgV bezeichnet das kleinste gemeinsame Vielfache. In der Regel hast du in beiden Glei- chungen eine unterschiedliche Anzahl an Elektronen stehen. Du musst nun schauen, welche nächstgrößere Zahl die beiden Zahlen der Elektronen als Teiler haben. 35 Das kgV von 5 Elektronen (in der Reduktion aufgenommen) und 2 Elektronen (in der Oxidati- on abgegeben) ist 10. Die 10 kann man nämlich sowohl durch 2 als auch durch 5 teilen und sie ist die kleinste Zahl, die 2 und 5 als Teiler hat. Die Reduktionsgleichung wird daher mit 2 multipliziert, die Oxidationsgleichung mit 5, damit wir bei beiden Gleichungen insgesamt 10 Elektronen erhalten: +7 +2 Reduktion: MnO +5e¯ + 8H* → Mn²+ + 4H₂0 1.2 -1 0 Oxidation: 2 Cl → Cl₂ + 2e 1.5 5 Gleichungen zusammenführen Du addierst nun alles, was du in den beiden Gleichungen auf der Eduktseite hast, schreibst einen Reaktionspfeil, addierst alles auf der Produktseite. Kürze die Elektronen, ggf. auch H* und H₂O heraus. Nach diesem Schritt hast du deine Gesamtgleichung schon fertig da stehen. Überprüfe zum Schluss aber nochmal, ob die Anzahl der Atome sowie die Ladung auf beiden Seiten gleich sind. Reduktion: 2 MnO4 +10e¯ + 16H* → Oxidation: → 5 Cl₂ + 10e- Zusammenführen der Gleichungen: 2 MnO4 +10e + 10 Cl + 16H+ → 2 Mn²+ + 8 H₂O 2 Mn²+ + 8 H₂0 + 5 Cl₂ + 10e Gesamtgleichung: 2 MnO4 + 10 Cl¯ + 16H+ → 2 Mn²+ + 8 H₂O + 5 Cl₂ Im Zusammenhang mit der Redoxchemie wird man sich auch mit der galvanischen Zelle und der Elektrolyse befassen. Die Redoxreaktionen und das Verständnis der Redoxchemie bilden dabei eine wichtige Grundlage! 36 Die Redoxreihe I Die Redoxreihe, auch elektrochemische Spannungsreihe genannt, gibt Auskunft darüber, wie ein Element in einer Redoxreaktion reagiert (also, ob es sich leicht oder schwer oxidieren lässt). Li (s) Na(s) Al(s) Zn(s) S (aq) Fe(s) Ni(s) Pb(s) Hig) + 2HCl Cu(s) 4 OH(aq) 2 (aq) Ag(s) Hg(1) 2 Br(aq) Pt(s) 6H₂0 (1) 2 Cl(aq) Au(s) 2F (aq) 1 1 1 Einleitungrohr für H2 (g) Li (aq) Na' (aq) Al (aq) Zn (aq) S(s) Fe (aq) Ni (aq) Pb (aq) H₂(g) (p=1013 mbar) 270 (al Cu (aq) O(g) + 2 H₂O(l) (3) Ag (aq) Hg (aq) Bry (1) Pt (aq) | O,{g) + 4 HO^(aq) Cl₂ (8) Au (aq) F₂ (g) Ein +1e -3.04 +1e +3e +2 e- +2e +2 e +2 e +2e +26 +2 e +4e +2e +1e +2e +2e Pt -2,71 -1,66 -0,76 -0,51 -0,41 -0,23 -0,13 +0,35 +0,40 +0,54 +0,80 +0,85 +1.07 +2e +1,2 +1.23 +2e +1.36 +3e +1.41 +2e +2,87 Elemente, die weiter unten in der Spannungsreihe stehen, also jene, die ein höheres Standardelektrodenpotenzial haben, las- sen sich sehr schwer oxidieren (dafür umso leichter reduzieren). Nach unten hin nimmt die oxidierende Wirkung zu und die reduzierende ab (und umgekehrt). Die Redoxreihe II Diese Werte in der elektrochemischen Spannungsreihe sind experimentell ermittelt. Sie helfen bei der Abschätzung, ob und wenn ja, wie eine Redoxreaktion abläuft. Diese Werte nennt man Standardelektrodenpotentiale. Es gilt: Das zu reduzierende Element muss das höhere Standardelektrodenpotential besitzen! Spannungsmessgerät Platinierte Platinelektrode In der elektroche- mischen Spannungs- reihe werden die oxidierte und die reduzierte Form (d.h. das Redoxpaar) Ganz angegeben. rechts steht das Standardelektroden- bspw. Salzsäure (pH = 0) Ermittlung des Standardelektrodenpotenzials potenzial Redoxpaares. 37 des Halbzelle deren Standard- potential gemessen werden soll Man misst diese Werte, indem man eine Was- serstoff Halb- zelle anlegt und an die andere Halbzelle die Elektrode, de- ren Eo man wissen möchte. Salzbrücke Zn Galvanische Zelle Zn²+ Cu²+ Aufbau einer galvanischen Zelle Die unedlere Zinkelektrode fungiert als Donator. Das Zink wird hierbei oxidiert, bildet den Minuspol un die Anode (,,OMA"- Regel). Die Elektronen wandern zur Kupferelektrode. Das Kupfer bildet den Pluspol, die Kathode und die Abscheidungselektrode, da sich an ihr Kupfer abschneidet. Die Kupferionen aus der Kupfersulfat-Lösung werden zu elementaren Kupfer reduziert. Die Sulfationen diffundieren durch das Diapgragma in Richtung Kupferelektrode, um den Ladungsausgleich zu gewährleisten. Primärzelle: Batterie Als Primärzellen oder auch Batterien bezeichnet man galvanische Elemente, die nach der Entladung nicht wieder aufgeladen werden können. Metallkappe (Pluspol) Cu Beispiel: ,,Alkali-Mangan-Batterie" ionendurchlässige Trennschicht Kontaktnagel Zinkpaste Braunstein-Graphit-Gemisch Kunststoffmantel Stahlbecher Metallboden (Minuspol) eigentlich mehrere Schritte umfassen! ● Ein galvansiches Element ist eine Vorrichtung, die durch den freiwilligen Ablauf einer Redoxreaktion chemische in elektrische Energie umwandelt. Es wird also ein Strom erzeugt, da Elektronen fließen und bewegte Ladung Strom ist. ● ● ! Die Gleichungen an Anode und Kathode sind stark vereinfacht, da sie Kathode: MnO₂ + 2 H₂O +2 e¯ Negativer Pol (Anode): Zink Positiver Pol (Kathode): Braunstein (MnO2) Elektrolyt: Lösung, (KOH-Lösung) Anode: Zn + 2 OH™ Gesamt: Zn + MnO₂ + H₂O 38 alkalische hier: Kalilauge ZnO + H₂O + 2 e Mn(OH)₂ + 2 OH™ Mn(OH)₂ + ZnO Schaltsymbol eines Galvanischen Elements Sekundärzelle: Akku Als Sekundärzellen oder auch Akkumulatoren bezeichnet man galvanische Elemente, die nach der Entladung wieder aufgeladen werden können. Pb Beispiel: ,,Blei-Akkumulator" Bleielektrode mit Bleioxid- schicht Bleielektrode Pb Minuspol PbO₂+ Pluspol H₂SO₂ + 2 H₂O2 H₂O + SO dissoziierte Schwefelsäure Der Ladevorgang ist umgekehrt den Gleichungen, die hier im Entladevorgang dargestellt sind. Gesamt: Pb+ PbO₂ + 2 H₂SO4 Negativer Pol (Anode): Blei Positiver Anode: Pb + H₂SO4 Kathode: PbO₂ + 4 H + 2e + SO₂². 39 (Kathode): Bleidioxid (PbO2) Elektrolyt: Schwefelsäure Pol PbSO4 + 2 H+ 2 e PbSO4 + 2 H₂O 2 PbSO4 + 2 H₂O Organische Chemie Der größere Fokus liegt allerdings auf der organischen Chemie. Während man die Organik in der Mittelstufe nur grundlegend anreißt (damit man einen Überblick über die funktionellen Gruppen hat), wird dieses Gebiet nun im Laufe der Oberstufe sehr stark vertieft. Auch The- menkomplexe wie die Säure-Base-Chemie, die euch aus der Mittelstufe schon ein Begriff ist, werden hier noch tiefergehend behandelt. Ein großer Teilaspekt ist das chemische Gleichgewicht. Hier lernst du (vermutlich) das erste Mal, dass chemische Reaktionen nicht nur in eine Richtung verlaufen können, sondern häufig auch umkehrbar sind. Definition Ein chemisches Gleichgewicht ist ein Zustand, bei dem keine Veränderungen auf mokroskopischer Ebene mehr erkennbar sind und das System somit ruhend erscheint. A + B C + D Edukte Eigenschaften eines Gleichgewichts Es ist dynamisch, es finden also Reaktionen in beide Richtungen statt. Es gibt keine Konzentrations- änderung im GGW. Produkte 40 Die Reaktions- geschwindig- keiten von Hin- und Rück- reaktion sind gleich. Gleichgewichtskonstante K Dieser Wert gibt Auskunft darüber, auf welcher Seite sich das dynamische Gleichgewicht befindet. Aus der Gleichung a A+BB yC+8D Ist Kc = Gleichge- die wichtskonstante sehr groß (K >> 1), liegen im Gleichgewicht hohe Konzentrationen an Pro- dukten vor. Man sagt dann: ,,Das Gleich- gewicht liegt auf der Seite der Produkte". Zu Beginn der Reaktion sind die Edukte im vollen Umfang vorhanden. Zeitlicher Verlauf Konzentration Folgt: c (C). c (D) ca (A). c (B) Edukte Produkte Ist die wichtskonstante Gleichge- sehr an klein (K<< 1), liegen im Gleichgewicht hohe Konzentrationen Edukten vor. Man sagt dann: „Das Gleich- gewicht liegt auf der Seite der Edukte". Am Schnittpunkt der Kurven haben. Edukte und Produkte dieselbe Konzentration. Das heißt aber nicht, dass das System schon im Gleichgewicht ist!!! 41 Zeit/ Reaktionsverlauf Zu de Zeitpunkt, an dem die rven parallel zur x-Achse verlaufen, liegt ein chemisches Gleichgewicht vor. Prinzip von Le Chatelier Das Prinzip von Le Chatelier, auch Prinzip vom kleinsten Zwang genannt, beschreibt die Gleichgewichtsverschiebung nach Beeinflussung, sodass es dem Zwang bestmöglich ausweichen kann. Konzentration: A+B C + D Bei Zugabe von Edukt verschiebt sich das GGW nach rechts. A+B C + D Entfernt man Produkte aus dem Gleichgewicht, so verschiebt sich das Gleichgewicht auf die Seite der Produkte. Ein Katalysator beschleu- nigt ein GGW in beide Richtungen, beeinflusst dieses aber nicht! Druck: 2A + B C + D Ist A ein Gas, so verschiebt sich beit Erhöhung des Drucks das GGW auf die Seite, auf der weniger Mol Gase sind. vor der Reaktion: 2A + B Erniedrigt man den Druck, so verschiebt sich aufgrund der Volumenvergrößerung das GGW auf die Seite mit mehr Mol Gasen. 7 mol/L C + D Konzentrationsberechnung I Beispielaufgabe: Chlorwasserstoff wird in exothermer Reaktion aus den Elementen hergestellt. Zu Versuchsbeginn liegt die Konzentration an Wasserstoff bei 7mol/l und die von Chlor bei 2 mol/l, die Gleichgewichtskonstante beträgt K-50. Stellen Sie die Reaktionsgleichung auf und berechnen Sie die Konzentrationen im Gleichgewicht. 1 Reaktionsgleichung aufstellen Entweder, die Reaktionsgleichung wird euch in der Aufgabe bereits genannt, oder ihr müsst diese selbst aus den gegebenen Angaben formulieren. Meist ist Letzteres der Fall. Hier reagieren elementarer Wasserstoff und elementares Chlor miteinander zu Chlorwasserstoff: Cl₂ 2 mol/L A+B C + D Wird die Temperatur erhöht, verschiebt sich das Gleichgewicht auf die Seite der endotherm verlaufenden Reaktion. A+B C + D H₂ + Cl₂2 HCI (2) Ausgangsstoffmengen /-Konzentrationen aufschreiben In dieser Aufgabe sind das c(C12) = 2 mol/L und c(H2) = 7 mol/L. Die anderen beiden Komponenten haben also 0 mol/L als Anfangskonzentration: H₂ + 42 Temperatur: Wird die Temperatur erniedrigt, so verschiebt sich das GGW auf die Seite der exothermen Reaktion. Zu niedrig darf sie aber nicht sein (Aktivierungsenergie)! 2 HCI 0 mol/L Konzentrationsberechnung II 3 Mit Variablen abreagierende Stoffmengen(konzentrationen) ermitteln Nun orientiert ihr euch an den Faktoren, die vor euren Stoffen stehen. Vor Wasserstoff und Chlor steht eine 1, vor Chlorwasserstoff eine 2. Das heißt, es reagieren x mol/L Wasserstoff und Chlor ab, es kommen 2x mol/L dazu. Wie viel genau abreagiert, wissen wir noch nicht, das berechnen wir später noch. H₂ Cl₂ vor der Reaktion: 7 mol/L 2 mol/L Es reagieren: vor der Reaktion: Es reagieren: Im Gleichgewicht: + 7 mol/L - X 7-x 4 Die Stoffmengen im Gleichgewicht notieren Es reagiert eine bestimmte Stoffmenge von den Edukten zum Produkt, bis sich das System im Gleichgewicht befindet und keine Konzentrationsänderung mehr stattfindet. Mit den Termen, die wir jetzt hieraus erhalten, rechnen wir weiter. H₂ Cl₂ 2 mol/L -X 2-x + K = 2 HCI Gleichung nach x auflösen Ich rechne es euch hier einmal vor: (2x)² (7-x).(2-x) 0 mol/L + 2x Konzentrationsberechnung III (2x)² (7-x).(2-x) 5 Massenwirkungsgesetz aufstellen Die Formel für dieses findet ihr ein paar Folien vorher. Wenden wir dieses jetzt auf unsere im Gleichgewicht vorhandenen Konzentrationen an und bauen noch die Information ,,K = 50" in die Gleichung ein, ergibt sich: 2 HCI 0 mol/L + 2x 2x 43 = 50 = 50 | Mit Nenner multiplizieren (2x)² = 50 (7-x) (2x)| Klammern auflösen 4x² 50 (x²9x+14) | Klammer rechts auflösen 4x² 50x²450x + 700 | 4x² 0 = 46x²450x + 700| +46 0x²9,78x + 15,22 Ihr erhaltet eine quadratische Gleichung, deren Koeffizienten p = -9,78 und q = 15,22 ihr nun in die pq-Formel einsetzen könnt. Konzentrationsberechnung IV Nochmal zur Erinnerung: Die pq-Formel lautet: Р p² 2 4 x1/2 = ± Setzen wir p und q ein, erhalten wir: x₁ = 4,89 + 2,95 = 7,84- x2 = 4,892,95 1,94- Nun müsst ihr beurteilen, welche Lösung die wissenschaftlich sinnvolle ist. Es kann maximal so viel an Stoffmenge bzw. Konzentration Produkt entstehen, wie auf der Eduktseite an kleinerer Stoffmenge bzw. Konzentration vorhanden ist (also in unserem Fall maximal mol/L). Denn sonst ergäben sich negative Gleichgewichtskonzentrationen, was logischerweise nicht geht. 2 Mit x = 1,94 mol/L ergeben sich die folgenden Gleichgewichtskonzentrationen: mol L c(H₂) = 5,06- 9 mol L c(Cl₂)= 0,06- mol L mol L mol c(HCI) = 3,88- L 44 Der zweite wichtige Bereich, dem man fast ein ganzes Semester widmet, ist die Chemie der Kohlenhydrate und der Proteine. Beide Gruppen sind sehr wichtig und bewegen sich schon eher im Bereich der Biochemie. Kohlenhydrate, auch Zucker genannt, nehmen wir jeden Tag zu uns. Sie sind gute Energielie- feranten und sie stecken in verschiedenen Polymerisierungsgraden in unserer Nahrung: Fructose ist in Obst enthalten, Saccharose wird vielen Lebensmitteln zugesetzt (und nutzen viele von uns auch oft zum Kochen oder Backen), in Nudeln, Kartoffeln, Brot und Kuchen ist Stärke (Polysaccharid) enthalten. Und Cellulose finden wir überall in der Natur, denn Pflan- zen enthalten diese. ● ● ● ● . . . Monosaccharide Aldosen OH HO HO Eigenschaften: Farblos und Wasserlöslich (aufgrund der vielen OH-Gruppen) ● süßlich im Geschmack HO Glucose OH CH₂OH HO Chiral (asymmetrische C-Atome) Keine Doppelbindungen zwischen C-Atomen Monosaccharide besitzen eine Carbonylgruppe. Ist diese endständig - haben wir also einen Aldehyd- liegt eine Aldose vor. Bei einer Ketogruppe an Position 2 liegt eine Ketose vor. Glucose ist also eine Hexoaldose, da es sechs C-Atome hat und den Aldosen zugeordnet wird. Ringschluss OH = OH OH OH OH OH OH a-D-Glucopyranose НО. HO 45 Ketosen HO НО HO Fructose OH HO- OH OH HO CH₂OH OH OH OH OH -OH OH B-D-Glucopyranose Chemisches Gleichgewicht, das auf der Seite der Ringformen liegt Alpha- und Beta-Form nennt man Anomere Die Alpha-Konformation ist zwar stabiler, allerdings kommt die Beta-Form zu % vor (anomerer Effekt) Disaccharide Verknüpfung zweier Monosaccharide unter Wasserabspaltung. Es bildet sich eine glykosidische Bindung aus OH CH₂OH Halbacetal OH он OH a-D-Glucose OH CH₂OH CH₂OH ОН OH ОН OH + Н.О Hydrolyse CH₂OH OH он Alkohol CH2OH OH О OH OH OH Maltose a-1,4-glykosidisch verkn. H₂O Kondensation CH₂OH Stärke OH CH₂OH OH OH B-D-Glucose OH OH Findet sich bei Pflanzen ОН Besteht aus Amylose (a-1,4 verkn. Glucose) und Amylo- pektin (zusätzlich noch a-1,6 verkn.) • Amylose ist in Amylopektin „,ein-geflochten" O OH 0 46 CH₂OH ОН Speicherpolysaccharide HỘ CHI OH O- Wichtige Disaccharide: CH2OH CH₂OH он ● ОН ОН CH₂OH он OH Maltose 0 0 CH₂OH О OH CH₂OH OH Laktose Glykogen OH он CH₂OH О. OH олон о неинон OH О OH OH Saccharose CH₂OH -O OH ОН OH CH₂OH OH OH 0 HỘ CH, OH он J7.11 Prinzipiell aufgebaut wie Amylopektin ● Findet sich bei Tieren OH Allerdings häufiger a-1,6 verkn. (Ca. alle 8-12 statt aller 25 Glucoseeinheiten ܦܝܓܐ HO OH OH HO Gerüstpolysaccharide OH Cellulose HO CH,OH CH₂OH La Besteht aus Glukose (a, B-1,2 verkn.), lineares Molekül Längsstabilisierung und Quervernetzung durch Wasserstoffbrückenbindg. 1. Seliwanow-Probe Monosaccharide Findet sich bei Pflanzen Seliwanow-Probe. pr OH liegen entweder als Aldosen oder als Ketosen vor. Um Aldosen von Ketosen unterscheiden zu können, verwendet man die он Dabei verwendet man konzentrierte Salzsäure und Resorcin. Ketosen spalten unter diesen Bedingungen Wasser ab, Aldosen nicht: CHỊCH CHO La n praso 3H₂0 CH₂OH Ist der Nachweis positiv, so färbt sich die Lösing rot. ● 47 . ● Chitin Nachweisreaktionen I HO OH NH CH3 HO O OH CH3 NH Prinzipiell aufgebaut wie Cellulose O Besteht aus B-1,4 verkn. N- Acetylglucosamin Keto-Enol-Tautomerie Findet sich bei Tieren im Exoskelett Man wird bei diesem Nachweis die Beobachtung machen, dass auch Glucose (eine Aldose) eine leichte Reaktion zeigt, jedoch viel langsamer. Grund ist die Keto-Enol-Tautomerie: + mofon Dabei wandelt sich Glucose zu einem kleinen Teil in Fructose um, die positiv reagiert. -01 Nachweisreaktionen II 2. Fehling-Probe (Aldehyde) Während der Mutarotation (Umwandlung von -Form über offenkettige Form in -Form) liegt kurze Zeit auch die Aldehydform vor. Über Fehling I und II, die für komplexierte Kupfer-kationen sorgen, kann der Aldehyd oxidiert werden: 2 Cu²+ + 4 OH + R-CHO R-COOH + 2 H₂O + Cu₂O Ist der Nachweis positiv, so fällt Kupfer(1)-oxid als rotbrauner Niederschlag aus. 3. Tollens-Probe Nach dem gleichen Prinzip wie Fehling funktioniert auch Tollens. Hier werden allerdings komplexierte Silberkationen genutzt; bei der Reduktion des Zuckers entsteht reines Silber: 2 Ag* + 2 OH + R-CHO R-COOH + H₂O + 2 Ag Ist der Nachweis positiv, so scheidet sich an der Reagenzglaswand ein Silberspiegel ab. (Achtung: Es soll Umwandlung von Alpha- über offenkettige Form in Beta-Form heißen!) Nachweisreaktionen III 4. Lugolsche Lösung (Stärke) Bei der Lugolschen Lösung handelt es sich um eine lod-Kaliumiodid- Lösung. Halogene sind in der Lage, sogenannte Polyhalogenid-Anionen zu bilden. Diese Anionen wie [13]- können nun mit der Stärke interagieren: LAV Amylosehelix mit der Monomereinheit: -OH HO OH Die Stärke besteht aus linearen Ketten, die eine Art ,,Spirale" bilden; diese kommt durch die Verknüpfung der Glucose-Moleküle zustande. In diese Spiralen können sich die Polyhalogenid-Anionen einlagern. Ist der Stärke-Nachweis positiv, so verfärbt sich die Lösung tiefblau. 48 Die zweite wichtige biochemisch relevante Gruppe sind die Aminosäuren und Proteine. Aminosäuren sind Säuren, die folgenden chemischen Aufbau besitzen: H H₂C- HS Demnach besteht eine Aminosäure aus einer Carboxygruppe (-COOH) und einer Aminogrup- pe (-NH₂). Beide funktionelle Gruppen hängen an einem C-Atom, was auch das a-C-Atom oder schlicht Ca genannt wird. An diesem C-Atom hängen zudem noch ein Wasserstoffatom sowie ein Rest. NH₂ Alanin (Ala) Dieser Rest ist für jede Aminosäure spezifisch: NH₂ HN NH H O OH NH₂ Cystein (Cys) H₂C OH HO NH₂ Histidin (His) OH NH₂ Methionin (Met) CH, ọ OH OH H H NH₂ Threonin (Thr) N HO Lom OH NH₂ Arginin (Arg) H3C CH3 0 NH₂ Glutaminsäure (Glu) H R OH NH₂ OH NH₂ Isoleucin (Ile) OH Phenylalanin (Phe) O OH NH₂ NH Tryptophan (Trp) H₂N. 49 NH₂ Asparagin (Asn) NH₂ H₂C. HO 0 NH₂ Glutamin (Gln) OH O H سنين OH CH3NH₂ Leucin (Leu) OH OH Prolin (Pro) O NH₂ Tyrosin (Tyr) OH HO NH₂ Asparaginsäure (Asp) H₂N Glycin (Gly) H₂N. OH HO NH₂ Lysin (Lys) OH H₂C OH NH₂ Serin (Ser) CH, ọ OH NH₂ Valin (Val) OH Wie man sieht, ergeben sich damit zahlreiche verschiedene Variationen, die die Aminosäu- ren haben können, je nachdem, welchen Rest die Aminosäure hat. Die oben gezeigte Aus- wahl von 20 Aminosäuren sind die sogenannten proteinogenen Aminosäuren. Das sind also diejenigen Aminosäuren, die wir während der Proteinbiosynthese in die Peptidkette ein- bauen. Die proteinogenen Aminosäuren kommen (Ausnahme: Glycin, diese Aminosäure hat kein chirales Zentrum) ausschließlich als L-a-Aminosäuren in unserem Körper vor. Das heißt: Die Aminogruppe hängt ebenfalls am Ca-Atom. Diese Aminosäuren lassen sich nur anhand ihres Restes charakterisieren. Man teilt die Ami- nosäuren dafür in folgende Klassen ein: → Unpolarer / aliphatischer Rest: Die Aminosäurereste sind reine Kohlenwasserstoffe. Dazu zählen: Glycin, Leucin, Isoleucin, Alanin, Valin, Methionin, Prolin. ➡ Polarer Rest: Diese Aminosäurereste haben eine funktionelle Gruppe, die polar ist. Dazu zählen: Threonin, Glutamin, Serin, Cystein, Asparagin. ➡ Aromatischer Rest: Diese Aminosäurereste haben ein konjugiertes л-System im Rest. Dazu zählen: Phenylalanin, Tyrosin, Tryptophan. ➡ Geladener Rest: Diese Aminosäurereste haben eine funktionelle Gruppe, die gela- den ist. Man unterteilt in saure AS-Reste (negativ) und basische AS-Reste (positiv). Dazu zählen: Lysin, Arginin, Histidin, Glutamat, Aspartat. Die Art des Restes verleiht der Aminosäure ihre Interaktionsmöglichkeiten in der Peptidkette und ihre Eigenschaften. Was aber allen Aminosäuren gemein ist: Sie sind Zwitterionen. Das heißt: Sie können als nach außen neutrales ,,Doppelion" vorliegen. Dabei ist die Aminogrup- pe protoniert (also -NH3), die Carboxygruppe deprotoniert (also -COO"). Diese Aminosäuren können jetzt in einer Kondensationsreaktion miteinander reagieren. Das heißt, die Carboxygruppe der einen Aminosäure reagiert mit der Aminogruppe der anderen Aminosäure zu einem Peptid. Es bildet sich die Peptidbindung / Amidbindung mit der Formel R₁-CO-NH-R₂ aus. Die Peptidbindung ist planar und besitzt einen partiellen Doppelbindungs- charakter, der sich durch Mesomerie um die Amidbindung erklären lässt. Die Bindungen um das Ca-Atom sind jedoch weitestgehend frei drehbar (zumindest im Bereich der zulässigen Konformationen). 50 Proteine sind Peptide mit mehr als 50 Aminosäuren in der Sequenz. Die Proteine weisen ver- schiedene Strukturebenen auf: ➡ Primärstruktur: Aminosäure-Sequenz des Peptids / Proteins ➡ Sekundärstruktur: Lokale Konformationen von Polypeptidsträngen; Ausbildung defi- nierter Motive (z. B. Alpha-Helix, Beta-Faltblatt, Turns) ➡ Tertiärstruktur: 3D-Arrangement des Proteins bzw. Gesamtfaltung des Protein- Rückgrates; Strukturmotive bilden Domänen aus; genaue Positionierung aller Atome im Protein C ➡ Quartärstruktur: nicht-kovalente Zusam- menlagerung von Polypeptidsträngen zu einer funktionellen Einheit Die Alpha-Helix ist eine rechtsgängige Spirale. Die Wasserstoffbrücken der Helix stehen in etwa pa- rallel zur Helixachse. Diese Wasserstoffbrücken- bindungen bilden sich zwischen dem C-Atom der Carbonylgruppe der einen Aminosäure und dem H-Atom der NH-Gruppe der anderen Aminosäure (4 Aminosäuren weiter) aus. Die Restgruppen zeigen dabei aus der Spirale raus und stehen nach außen ab. Pro Windung hat die Alpha-Helix ca. 3,6 Aminosäurereste. Pro Rest steigt die Helix um etwa 1,5 Å (Angst- röm; 1 Å= 10-¹0 m) am, nach einer Drehung be- trägt die Ganghöhe ca. 5,4 Å. Die Helices besitzen einen Makrodipol. Das heißt, durch das Molekül zieht sich ein Dipol; der C- Terminus schließt mit einem positiven Rest ab, der N-Terminus mit einem negativen. N Seitenketten im Abstand von 3 bis 4 Positionen. liegen in etwa auf derselben Seite der Helix und können untereinander bereits Wechselwir- kungen ausbilden. 51 Die zweite Sekundärstruktur ist das Beta-Faltblatt: 8 IN CO CO O 19 Hydrophobe Wechselwirkungen Wasserstoffbrücken BO Dipol-Dipol-Wechselwirkungen 0=C Hier gezeigt ist ein Beta-Faltblatt, bei dem die Stränge parallel sind; sie weisen also alle die- selbe Direktionalität (N-Terminus → C-Terminus) auf. Die Stränge können auch antiparallel verlaufen. ➡lonische Wechselwirkungen D Das Beta-Faltblatt ist nahezu komplett ausgestreckt. Wie auch bei der Helix sind hier die Rückrat-H-Bindungsfunktionalitäten abgesättigt. Das heißt, alle H's der Amidbindungen bil- den Wasserstoffbrückenbindungen aus. Die Ketten zeigen abwechselnd zur einen und zur anderen Seite; diese Struktur ist eher bei kürzeren Aminosäureresten bevorzugt. 0=0 Die Tertiärstruktur ist das 3D-Arrangement und die nächsthöhere Strukturebene der Pro- teinkette. Diese kommt durch die Wechselwirkungen zwischen den Aminosäureresten zu- stande: O=O 52 ↑ Der letzte wichtige Bereich in der Organik sind die Reaktionsmechanismen. Diese sind vor allem für die LK-Leute relevant, da diese eher mit den grundlegenden Mechanismen zu tun haben werden. Dabei schaut man sich eine Reaktion in ihren Einzelschritten an; das kann aber schnell komplex werden. Im Folgenden stelle ich dir zwei wichtige Mechanismen vor: Substitution und Eliminierung. EA ● R1 ● R² R³ Sn1-Reaktion R¹- LA R3 I Rkt. 50% + Nu 50% + Nu 53 R¹ R¹ ● Nu ● Schritt 1: Die Abgangsgruppe x verlässt das Molekül. Es entsteht ein Carbeniumion mit einem freien Orbital. R² R³ Schritt 2: An diesem Carbeniumion kann nun das Nucleophil angreifen. Da es von zwei Seiten angreifen kann, entsteht ein Racemat (ein 50:50 Gemisch beider Enantiomere). R³ ...R² Nu 50% 10 50 % Energetischer und kinetischer Verlauf: Die Reaktion nach Sn1 ist begünstigt bei: Tertiärem C-Atom (also das C-Atom, an dem das Nucleophil angreift, hat eine Bindung zu drei weiteren C-Atomen) • Polar protischem Lösungsmittel (z.B. Wasser, Ethanol) Guter Qualität der Abgangsgruppe Geringer sterischer Hinderung im Nucleophil Die Reaktion ist Unimolekular. Der erste Schritt verläuft langsamer, da er eine höhere Aktivierungsenergie hat. Es entsteht eine Zwischen- stufe. Die Reaktion zum Produkt ist schnell. E ● ● ● R¹ ● R3 O + Nu Die Reaktion nach Sn2 verläuft in nur einem Schritt. Sn2-Reaktion Nu [X] ---Nu R³ R² EA Das Nucleophil greift direkt am Substrat an. Es bildet sich ein Übergangszustand, aus dem die Abgangsgruppe abgespalten werden kann. Die Reaktion ist konzertiert, d.h., der Angriff des Nucleophils und das Abspalten der Abgangsgruppe geschehen gleichzeitig. Nu Rkt. R¹ s ● 54 Ram ● R³ Die Reaktion nach Sn1 ist begünstigt bei: primärem C-Atom (also das C-Atom, an dem das Nucleophil angreift, hat eine Bindung zu einem weiteren C-Atom) Polar aprotischem Lösungsmittel (z. B. DMF, Aceton) -Nu Energetischer und kinetischer Verlauf: Niedriger Temperatur Geringer sterischer Hinderung im Nucleophil Geringer Basizität des Nucleophils Die Reaktion ist Bimolekular. Die Reaktion verläuft in einem Schritt. Es entsteht ein Übergangszu- stand. Die Reaktion zum Produkt ist konzertiert. H3C H3C H3C CH3 H H3C. CH3 E1-Reaktion CH3 H3C. H3C Schritt 1: Die Abgangsgruppe x verlässt das Molekül. Es entsteht ein Carbeniumion mit einem freien Orbital. +B -HBⓇ Schritt 2: Durch eine Base wird nun das benachbarte H-Atom abgespalten. Das freie Elektronenpaar klappt um und es entsteht eine Doppelbindung. Energetisch verläuft eine E1-Reaktion wie eine Sn1-Reaktion. CH3 H E1cb-Reaktion H3C CH3 H3C H3C CH3 "You H3C CH3 CH3 CH3 55 CH3 you CH3 H3C. H3C Die Reaktion nach E1cb verläuft, auch energetisch, umgekehrt der Sn1-Reaktion. Sie findet nur bei stabilisierenden Gruppen in Beta-Stellung statt und ist selten. Schritt 1: Zunächst wird durch eine Base ein H-Atom abgespalten. Es bildet sich ein Carbanion. Schritt 2: Während der Abspaltung der Abgangsgruppe X bildet sich eine Doppelbindung aus. H3C. ● H3C ● E2-Reaktion CH3 CH3 + B -HBⓇ χθ Die Reaktion nach E2 verläuft in nur einem Schritt. an höher substituierter Position Die Base greift direkt am Substrat an. Es bildet sich ein Übergangszustand, aus dem die Abgangsgruppe abgespalten werden kann. p-NO,PhOK H3C Die Reaktion ist konzertiert, d.h., der Angriff der Base und das Abspalten der Abgangsgruppe geschehen gleichzeitig. Energetisch verläuft die E2-Reaktion wie die Sn2-Reaktion. Regiochemie der E2-Reaktion H3C NMes CH3 CH3 an niedriger substituierter Position 1-BUOK 56 Die Reaktionen lassen sich allein durch die Art der Base beeinflussen. Wählt man eine eher Sterisch anspruchsvolle Base, so wird das nieder substituierte Produkt entstehen. Wählt man jedoch eine Base, die sterisch anspruchslos ist, so erhält man das höher substituierte Produkt. Das höher substituierte Produkt nennt man Zaitsev-Produkt, das nieder substituierte wird Hofmann-Produkt genannt. 3. ALLGEMEINE TIPPS ...und wo fange ich an? Das ist nach ,,was muss ich bis Klasse 10 in Chemie können?" die zweitmeist gestellte Frage. Meine Antwort: Am Anfang, wo sonst. Spaß beiseite. Zunächst ist es sinnvoll, dass man sich einen Überblick verschafft. Das kannst du entweder tun, indem du dir die super tollen Checklisten am Ende ausdruckst. Oder du liest den eingangs erwähnten Rahmenlehrplan. Option 1 finde ich definitiv cooler. Ich schät- ze, du auch. Nun solltest du eine Liste an Themen (ganz cool wäre es sogar, wenn du Unterthemen erstel- len würdest!) haben. Dann legst du dir einen Chemie-Ordner an (sofern noch nicht vorhan- den), diesen unterteilst du ganz nach deinem Belieben. Ich würde empfehlen, einen Ordner nur für Sek.1-Themen anzulegen - also für alles, was du vor der gymnasialen Oberstufe lernst. Dort könntest du dann in Anorganik und Organik unterteilen. Nun sichtest du, was zu den auf deiner (ausgedruckten oder selbst erstellten) Checkliste auf- gelisteten Themen an Material vorhanden ist. Material meint: Selbst erstellte Lernzettel und Blätter von eurem Lehrer. Das kannst du schon mal entsprechend zuordnen. Ist das gesche- hen, kannst du dir die obigen Erklärungen oder meine Instagram-Übersichten (über Google Drive abrufbar) mit ausdrucken und deinen bereits vorhandenen Materialien hinzufügen. Analysiere nun: Wo liegen meine Schwächen? Dort solltest du besonderes Augenmerk drauf legen. Auch, wenn du Einiges schon können solltest: Beginne ganz von vorne. Fange dabei an, was das Periodensystem ist, wie es aufgebaut ist, welche Trends es gibt. Gucke dir in diesem Zu- sammenhang an, wie das Atom nach Bohr aufgebaut ist. Dann kannst du übergehen zum Konzept der chemischen Reaktionen. So arbeitest du dich durch alle Themen durch: Du gehst von den Grundlagen zum immer Komplexeren über. Wenn etwas unklar sein sollte, frage jemanden, der den Themenkomplex beherrscht. Vergiss' nicht, auch Aufgaben dazu zu lösen, denn nur so übt man. 57 Richtig lernen für Chemie - geht das? Ich sag' mal so: Das kommt auf den Standpunkt des Betrachters an... Der Mensch ist ein Gewohnheitstier und ich bin mir sicher, dass du das mit dem Lernen hin- bekommst, wenn du dich daran gewöhnst. Denn das ist unerlässlich für gute oder sehr gute Noten! Als ich in die Oberstufe kam, wollte ich unbedingt gute Noten. Also musste ich mir Lerntechniken überlegen, mit denen ich das schaffen kann. Und schauen, was für welches Fach passt und so weiter. Das dauert seine Zeit, lohnt sich aber, wenn man die Methode für sich gefunden hat! Erstmal solltest du dafür Sorge tragen, dass die Rahmenbedingungen beim Lernen stimmen. Wichtig sind folgende Aspekte (meiner Meinung nach), um effektiv zu lernen, sich nicht ab- zulenken (das Problem habe ich nämlich selbst!) und gut voranzukommen und was zu schaf- fen: Vor dem Lernen Ordnung schaffen. Wenn Zimmer oder Schreibtisch unordentlich sind, kann ich nicht lernen. Ich denke, das Problem kennen viele! Durch die Unordnung lässt man sich leicht ablenken und ist dann mit dem Gedanken eher beim Aufräumen. Und wenn man dann aufräumt, dauert das oft lange, weil man sooo viele spannende Dinge findet, die viiiiiel interessanter sind als das eigentliche Lernen. Dadurch verlierst du wertvolle Zeit. Also: Erst aufräumen, bevor du lernst und die Dinge bereitlegen, die du wirklich zum Lernen brauchst (bspw. Bücher, Übungen, Altklausu- ren oder deinen Hefter und Stifte). Viele Menschen (auch ich und auch sonst viele, die ich kenne) fangen sonst nämlich an, zu prokrastinieren. Man könnte das Zimmer / die Wohnung ja mal wieder auf Vordermann bringen! Was dem auch entgegenwirken könnte ist, an einen anderen Ort zu gehen. Das kann ein an- derer Raum in deiner Wohnung (bspw. die Küche, das Wohnzimmer oder im Sommer auch mal der Balkon) sein, oder du fährst in die Bibliothek. Ich stelle fest, dass ich gerade in der Bibliothek am effektivsten lerne, sodass ich auch mal den halben Tag dort verbringen kann. Für ausreichend Trinken und Snacks sorgen. Das ist einer der wichtigsten Punkte. Gerade ausreichend trinken ist wichtig beim Lernen, dafür eignet sich am besten Wasser, verdünnter Saft oder Tee. Ich bleibe in der Regel beim Wasser. Ich stelle mir zum Lernen immer eine Karaffe hin und ein Glas. Gerade beim Lernen trinke ich viel, weil ich sonst müde werde. 58 Auch kleine Snacks, die dem Gehirn Energie liefern, sind natürlich wichtig. Dabei meine ich keine Süßigkeiten wie Gummibärchen oder Chips, sondern Obst, Gemüse oder Nüsse. Letz- tere haben zwar auch viele Kalorien, sind aber viel gesünder als die süßen Sünden. Auch würde ich nicht direkt vor dem Lernen essen. Der Körper wird sonst müde, weil er sich mehr auf die Verdauung als auf deine Lerninhalte konzentriert und du danach deshalb in so ein kleines Tief kommst. Für eine ausreichende Sauerstoffversorgung sorgen. Wichtig ist auch, dass du einmal durchlüftest, bevor du anfängst du lernen. Das Gehirn ver- braucht den meisten Sauerstoff und wenn du nicht gerade auf dem Balkon lernst, sollte vor dem Lernen einmal durchgelüftet werden, damit dein Gehirn während des Lernens neue Energie bekommt. Natürlich kannst du auch bei offenem Fenster lernen, ob das im Winter so sinnvoll ist, ist die andere Frage ;) Falls du dich für das Lernen bei geschlossenem Fenster entschieden hast, solltest du auf je- den Fall in den Pausen durchlüften, da der Sauerstoff irgendwann verbraucht ist und das Gehirn müde wird. Alle technischen Geräte ausschalten. Ich neige sehr dazu, mich beim Lernen durch meinen Computer oder mein Handy ablenken zu lassen. Wenn ich lerne, schalte ich mein Handy nicht nur in den Flugmodus, sondern ma- che es aus (wenn ich nicht gerade Vokabeln lerne, dann eben nur Flugmodus). Sonst weiß ich nämlich: Ah, mein Handy ist an, vielleicht hat ja XY geantwortet oder ich verpasse was. Das kann bis nach dem Lernen warten. Ich nutze mein Handy dann tatsächlich nicht in den Pau- sen, aber dazu gleich etwas mehr. Auch mein Internet brauche ich selten, wenn ich nicht gerade eine Hausarbeit schreibe. Da- her kann ich auch meinen Computer in den Flugmodus schalten, um nicht auf irgendwelchen Plattformen oder sozialen Netzwerken rumzuhängen. Mein Material habe ich in der Regel bereits als PDF-Dateien verfügbar, sodass ich auch ohne Internet auf diese zugreifen kann. Sich vor dem Lernen motivieren. Mir hilft es immer, wenn ich vor dem Lernen kurz darüber nachdenke, was ich erreichen möchte in dieser Klausur. Bspw. habe ich vor ein paar Semestern (oh Gott...ich werde alt) eine Klausur in anorganischer Chemie geschrieben. Mein Ziel war mindestens eine 2.0, da meine bisherigen Chemieklausuren in der Uni bis dahin eher so mäßig liefen. Ich habe also drei Wochen intensiv auf diese Note hingearbeitet und es hat sich gelohnt. Ich habe meine Erwartungen sogar übertroffen! Notenziele können eine mögliche Motivation sein, müssen 59 sie aber nicht. Auch kann z.B. eine abgeschlossene Wette eine Motivation darstellen: Ein Freund wettete mit mir, dass ich in einer Lateinklausur ein besseres Ergebnis als 2.7 erziele. Ich ging die Wette ein und er gewann sie. Du hast einen Ansporn, dein Ziel zu erreichen (sei es ein bestimmter Notenschnitt o.ä)! Nicht zu lange am Stück lernen. Klar ist es schön, drei Stunden am Stück zu arbeiten, effektiv ist es aber eher weniger. Denn irgendwann macht dein Gehirn schlapp. Vielleicht hast du schon mal längere Klausuren ge- schrieben? Ich finde, gerade da merkt man das. Nach spätestens drei Stunden ist mein Hirn Matsch. Deshalb lerne ich immer so, dass ich eine Einheit mache (die Länge mache ich von den zu bearbeitenden Themen und Aufgaben abhängig) und dann 5 Minuten Pause. In die- sen stehe ich auf, laufe etwas durch die Gegend, streichle meinen Kater oder meinen Hund, singe eine Runde, spiele einen Moment Klavier oder so. Diese Pause ist dazu da, um dich mal kurz mit etwas anderem als deinen Lerninhalt zu beschäftigen und deinen Kopf für eine neue Session frei zu kriegen. So schaffe ich einen halben Tag lernen ohne Ermüdungserscheinun- gen. Aber: Ich habe für mich festgestellt, dass alles, was über die Summe von acht Stunden pro Tag hinausgeht, für mich sinnlos ist. Ich kann danach nichts mehr aufnehmen und mehr ist auch nicht empfehlenswert. Natürlich kannst du auch eine längere Pause machen und dich bspw. mit Freunden treffen oder ein Eis essen gehen oder so. Das ist sogar sinnvoll, nach mehreren kleinen Einheiten eine größere Erholungspause einzulegen. Deine Freizeit sollte nicht leiden und mit einem guten Zeitmanagement ist alles schaffbar. Obwohl ich nur drei Wochen für die Klausur ge- lernt habe, habe ich mich mit Freunden getroffen, weil ich am restlichen Tag produktiv war. Sich einen Überblick verschaffen. Bevor du das Lernen an sich beginnst, ist ein Überblick wichtig. Sich kopfüber in die Arbeit zu stürzen, ohne eine Struktur zu haben, ist meines Erachtens sinnfrei. Du verschwendest viel Zeit dafür, dich während des Lernens irgendwie in deinem Hafen von Übungen, Zetteln und Themen zurechtzufinden. Deshalb solltest du dir ganz generell, bevor du für eine Klausur anfängst zu lernen, überlegen: Welche Themen sind relevant? Welche Themenfelder werden abgeprüft? Was für Übungsmöglichkeiten habe ich (Übungen, Altklausuren)? Für die anorga- nische Chemie hatte ich eine Liste mit den Themengebieten (die in diesem Fall den sieben ersten Kapiteln zur generellen Metallchemie sowie den Gruppen 3 bis 12 im Periodensystem entsprachen) mit den Unterthemen. Ich habe dann so gelernt, dass ich mir jeden Tag eine Gruppe vornahm, die Mitschriften und Folien (wenn nötig, noch das Fachbuch) noch einmal durchlas sowie die entsprechenden Übungen bearbeitete. Am Ende habe ich dann jeden Tag zwei Altklausuren gelöst und mir einen Fragenpool entworfen, den ich mir die letzten Tage besonders angeschaut habe. 60 Für den Anfang tut es auf jeden Fall eine To-do-Liste, weil du so auch am Ende des Tages siehst, was du geschafft hast! Sich nach dem Lernen belohnen. Dies sollte nicht zur Gewohnheit werden. Aber wenn du an dem Tag irgendwas Besonderes geschafft hast (bspw. ein ganz kompliziertes Thema verstanden, was nie in den Kopf wollte), kannst du dich mit etwas belohnen, z. B. einem Eis. Wenn ich ein Notenergebnis erreicht ha- be, dann belohne ich mich mit etwas Tollem (bspw. mit meinem Lieblingsessen, einem klei- dungsstück oder dergleichen). So ist der Ansporn nochmal größer. Um effektiv zu lernen, gibt es viele Methoden, ich kombiniere sie ganz gern. Auch heute noch - ich studiere momentan - verwende ich diese Methoden. Bei mir haben sie sich (in der Regel^^) gut bewährt. Sie sind jetzt sehr allgemein gehalten und sie lassen sich auf jedes andere Fach übertragen. 1. Eselsbrücken: Man nimmt sich eine Vokabel von x-beliebiger Sprache. Zu diesen sucht man Begriffe, die daraus abgeleitet sind. Eine andere Methode ist, dass man sich zu jeder Vokabel quasi eine Szene ausdenkt: z.B. lat. cubare - liegen. Da denke ich sofort an eine Kuh, die auf einer Bahre liegt. Je bekloppter, desto besser! Klappt auch für Chemie: Wenn du dir einen Fachbegriff nicht merken kannst, bastel dir irgendeine Eselsbrücke, die total sinnlos ist. Glaub mir: Du vergisst diesen Fachbegriff nie wieder... 2. Wortfelder: Eine andere Methode, Vokabeln oder Fachbegriffe zu lernen, ist, diese zu Wortfeldern, z.B Wortarten oder Themengebieten, zusammen zu fassen. Eine Abwandlung dessen ist die sogenannte MindMap. Diese hat in der Mitte einen zentralen Begriff stehen, davon ausgehend mehrere Begriffe, davon ausgehend wieder Begriffe, sodass ein großes Netz entsteht. 3. Lernplakate: Man kann sich zu einem bestimmten Sachverhalt aber auch Plakate erstel- len. Achte dabei darauf, dass du die Plakate nicht zu sehr belädst. Das mag vielleicht etwas nerdy wirken, aber Tatsache hatte ich als Schülerin in einigen Fächern (z.B. Physik oder Ge- schichte) diese Plakate an meiner Wand hängen. 4. Schaubilder: In einem Schaubild verbindet man Ereignisse mit Symbolen, hebt Wichtiges hervor etc. - So hat man einen guten Überblick über das Geschehen. 61 5. Concept Maps: Hier verbindet man Begriffe mit beschrifteten Pfeilen. Auch eine super Methode, die ich total liebe! 6. Aufnahme: Nehme dir deinen zu lernenden Stoff mit deinem Handy auf. Höre ihn dir an, wann immer du Zeit hast, und lese parallel dazu mit. Dann bedienst du direkt mehrere Kanä- le und lernst wesentlich effektiver! 7. Gedichte: Ob du's glaubst oder nicht: Gedichte. Ich war ja mal ein Fan der Mathematik und so habe ich es mir in Klasse 10 zum Hobby gemacht, mathematische Themen in Gedich- te zu verpacken. Dafür muss man den Stoff wirklich gut können! 8. Zettel aufhängen: Man kann sich Notizzettel nehmen und dort Vokabeln, Formeln, Struk- turen, Fachbegriffe, .... rauf schreiben. Diese klebt man dann an (damit verbundene / häufig besuchte) Orte, und lernt sie quasi im Vorbeigehen. 9. Soziale Netzwerke: Im Internet gibt es viele Videos. Inzwischen ist die Auswahl an qualita- tiv hochwertigen Videos ja nicht mehr allzu gering und die meisten Themen sind abgedeckt. Unabhängig von YouTube gibt es natürlich auch Instagram, wo einige ihre Zusammenfassun- gen und Übersichten teilen - auch zu Chemie! 10. Fragen: Frag bei Problemen Lehrer und Mitschüler, das räumt Verständnisprobleme aus dem Weg. 11. Markieren: Bring Farben ins Spiel. Markiere dir Wichtiges. Das bringt etwas Überblick in dein zu lernendes Thema. Achte aber darauf, nicht zu viel zu markieren. Eine Möglichkeit ist die folgende: Mit einem Bleistift unterstreichst du wichtige Passagen und darin markierst du die Kernaussagen mit einem farbigen Stift durch Unterstreichen. Nur die Schlüsselbegriffe wie Fachbegriffe werden letztlich markiert! 12. Karteikarten: Sowohl für Vokabeln als auch für Definitionen o.Ä. kann man Karteikarten verwenden. Heutzutage nehme ich auch immer noch gern Karteikarten, um für Uni- Klausuren zu lernen. Achte hierbei (wie auch bei der Erstellung von Lernzetteln) darauf, dass 62 du nicht zu viel Text nutzt. Nur knappe Stichpunkte, kurze Definitionen oder Schemata soll- ten Platz auf den Karteikarten finden. 13. Wiederholung: Dabei bietet sich vor allem das sogenannte ,,spaced repetition" System an. Du lernst den Stoff. Am kommenden Tag siehst du ihn dir erneut an. Dann lässt du mal einen Tag Pause, dann 3 Tage, dann 1 Woche, ... so kann man sich auch große ,,Datenmen- gen" über einen langen Zeitraum merken. Mit dieser Technik habe ich mir alle 20 proteino- genen Aminosäuren angeeignet. Ich kann sie dir jederzeit mit Ein- und Dreibuchstabencode, Name, Eigenschaft der Seitenkette, ausgebildeter Bindung sowie der korrekten Strukturfor- mel aufzeichnen. Selbst, wenn ich das mal einen Monat nicht mache - da es so fest im Kopf verankert ist durch eben dieses System. 14. Mit anderen lernen: Du magst vielleicht auch zu den Personen gehören, die allein besser lernen. Das ist auch völlig okay so. Es gibt aber auch Personen, die durch das gemeinsame Lernen gute Erfolge erzielen. Ich lerne viel mit KommilitonInnen zusammen. Manchmal en- det das weniger produktiv, aber oftmals bringt es einem schon was, weil man sich mit ande- ren austauschen kann. Besonders hilfreich finde ich, dass man gemeinsam über Probleme diskutieren kann und gemeinsam zu einer Lösung gelangt, weil jeder etwas anderes weiß. 15. Anderen erklären: Diese Methode ist hilfreich für diejenigen, die über Kommunikation gut lernen. Ich lasse mich oft von anderen abfragen oder quatsche meine Familie mit mei- nem Stoff zu, einfach, damit ich das irgendwem erzähle. Damit erziele ich fast die besten Erfolge. Denn: Wenn du das Thema erklären kannst, weißt du, dass du es wirklich verstanden hast. Damit prüfst du dich also auch gut selbst ab. 16. Anwenden: In vielen Fächern bringt es etwas, wenn man zum Beispiel Probeaufsätze schreibt oder Aufgaben bearbeitet. So hat man auch noch einmal Sicherheit. 17. Im Unterricht mitarbeiten: So lernt man gleich, das Gelernte richtig anzuwenden und man erspart sich eine Menge Lernaufwand. Das Ganze hat sogar einen positiven Nebenef- fekt deine mündliche Note bessert man auch gleich auf! 18. Tests: Ich mache es ganz gerne, noch einmal alte Tests zu bearbeiten oder mir welche im Internet rauszusuchen. Das ist eine super Lernmethode, weil man einfach nochmal die Sa- chen durchgeht und sieht, wo man noch lernen muss. 63 19. Zeichnungen: In Bio mussten wir manchmal Zeichnungen machen, in denen wir ein The- ma darstellen. Wir sollten möglichst wenig Worte verwenden. Eine Methode, bei der man etwas nachdenken muss. Sie ist aber effektiv! Du siehst: Lernen geht auf viele verschiedene Arten und Weisen. Welche davon die für dich passenden sind, musst du für dich selbst herausfinden. Dieser Prozess nimmt natürlich Zeit in Anspruch, sodass du dir über dein Lernverhalten schon so früh wie möglich Gedanken ma- chen solltest. Für jedes Fach funktionieren andere Dinge gut! Mündliche Mitarbeit: Der Grundstein Tatsächlich ist deine mündliche Mitarbeit eine relativ wichtige Angelegenheit. Denn einer- seits bekommst du dann eine gute mündliche Note, andererseits legst du den Grundstein für deine Klausuren. Die Mitarbeit ist zwar auch Quantität (also: Wie oft melde ich mich?), aber vor allem Quali- tät. In der Mittelstufe ist Chemie ein Nebenfach, dort zählt - wie in den Grundkursen in der Oberstufe die Mitarbeit bzw. der AT (Mitarbeit ist ein Teil davon, dazu komme ich gleich) 2/3, also schon sehr viel. Man kann also mit dem Mündlichen durchaus etwas rausholen. Nutze vor allem die Sommerferien dazu, deine Rückstände aus den vergangenen Jahren auf- zuholen. Gerade in Chemie baut alles aufeinander auf! Du musst also die Grundlagen wirk- lich gut verstanden haben, um auch Weiterführendes verstehen zu können. Dabei kann dir der Hefter helfen. Wie du ihn anlegen kannst, habe ich dir oben genauer erläutert. Leider herrscht oftmals das Denken, bei guter mündlicher Mitarbeit bekäme man automa- tisch eine gute mündliche Note. Dem ist nicht unbedingt so. Natürlich ist deine Beteiligung am Unterricht nicht unerheblich für deine Bewertung, jedoch zählen in diesen ,,Allgemeinen Teil" noch viel mehr Aspekte, nämlich: Vor- und Nachbereitung des Unterrichts Hausaufgaben Referate/Tests ➡ Zuverlässigkeit Initiative/Engagement sprachliche Qualität der Beiträge Sozialverhalten 64 Kooperationsfähigkeit Selbstständigkeit Nun zu den einzelnen Punkten. Zur Vor- und Nachbereitung des Unterrichts zählt das Wie- derholen des Lernstoffs, als Beispiel. Du solltest das Wissen immer präsent haben, da man es immer brauchen kann. Notfalls führe Mitschriften. Unangekündigte Tests sind recht beliebt bei Lehrern, gerade in Bayern ist dies gängige Praxis. Auch Hausaufgaben zählen dazu! Ma- che sie wirklich gründlich. Viele Lehrer legen einen großen Wert auf ordentlich angefertigte Hausarbeiten. Wenn ihr Referate machen müsst oder Tests schreibt, solltest du sehr gut vorbereitet sein. Selbst, wenn es nur Tests sind! Meist kommt da schon klausurrelevanter Kram dran, weshalb Tests auch eine gute Übung sind. Zur Zuverlässigkeit zählen Dinge wie Pünktlichkeit Vollständigkeit des Materials Material vollständig zu Unterrichtsbeginn am Platz Der Punkt Initiative/Engagement schließt mit ein: ➡unaufgefordert und ausdauernd arbeitend bei Stillarbeitsphasen Bemühung um bestmögliche Leistungen ➡Hilfestellung den anderen Schülern gegenüber, wenn man seine Arbeit bereits be- endet hat Das Sozialverhalten ist sehr sehr wichtig! Vor allem in Partner- und Gruppenarbeit wird sehr darauf geachtet: ➡ Initiative ergreifen bei Gruppenarbeiten ➡kooperativer und respektvoller Umgang mit den anderen Schülern Respekt gegenüber anderen Meinungen ➡ für seine Überzeugnungen einsetzen Beachtung von Regeln und Vereinbarungen ➡konstruktiver Umgang mit Konflikten 65 Hilfsbereitschaft Bei der mündlichen Mitarbeit an sich gilt: Trau' dich. Natürlich gibt es viele Menschen, die eher introvertiert veranlagt sind und deshalb Probleme haben, sich regelmäßig zu beteiligen. Da kann es helfen, wenn du dir eine Meldeliste erstellst. Setzt dir fünf Meldungen (mit ran- nehmen) pro Stunde als Ziel. Zudem hilft es dir enorm, wenn du dich in einem Fach sicher fühlst. Deshalb ist es nämlich auch so wichtig, dass du dir in Chemie ein solides Fundament aufbaust. Oft bewerten Lehrer auch im Vergleich zum Kurs/zur Klasse. Man sieht erst, dass Leute posi- tiv herausstechen, wenn sie sich in irgendeiner Weise vom Rest des Kurses abheben, zum Beispiel durch sehr umfangreiches und detailliertes Sachwissen. Rede auch mit deinem Lehrer, geh auf ihn zu. Das nennt man "proaktives Handeln". Bringe die Dinge selbst in Gang - das geht aber erst, wenn du wirklich davon überzeugt bist, dass du das schaffen kannst und dass du das auch wirklich willst. Geh zu deinem Lehrer und erzähle ihm von deinem Ziel! Nun weiß nämlich deine Lehrkraft von deinem Ziel und kann entspre- chend agieren. Und auch du selbst profitierst davon: Dadurch, dass du jemandem von dei- nem Ziel erzählt hast, siehst du dich eher in der Pflicht, diese Note auch zu erreichen und strengst dich mehr an. Frage außerdem deinen Lehrer, was du noch besser machen kannst. Er nimmt dich anders wahr als du selbst und kann dir gezielt Tipps geben. Zudem signalisierst du direkt: Ja, ich will etwas an der momentanen Situation ändern und ich bin bereit, entsprechende Wege einzu- schlagen. Dein Lehrer wird sich das merken! Aber: Frage nicht nach jeder Stunde, ob du dich verbessert hast und was du noch besser machen könntest. Einmal im Quartal reicht - wenn die Lehrkraft nicht eh von sich aus quartalsweise Notengespräche mit den SchülerInnen führt. Zu häufiges Fragen wird schnell nervig. Du siehst: Der ,,allgemeine Teil“ ist doch etwas komplexer, als man als Schüler zunächst an- nehmen mag. Habe dies also im Hinterkopf und versuche daher, nicht nur an der Quantität deiner Meldungen zu schrauben, sondern an mehreren Aspekten, die alle deine mündliche Mitarbeit beeinflussen. Die mündliche Mitarbeit ist nämlich ein Zusammenspiel vieler Fakto- ren. Die Klausuren Der zweite wichtige Teil sind die Klausuren. Und die sind in Chemie ein Fall für sich. Denn während in der Mittelstufe noch Aufgaben à la ,,Zeichne die Strukturformel von 2,2- Dimethylhept-3-en" gestellt werden, werden die Klausuraufgaben sehr schnell sehr viel komplexer, da mehr Zusammenhänge abgeprüft werden und die Aufgaben sich eher auf Phänomene aus dem Alltag beziehen. 66 Wie man für Klausuren lernt, ist grundsätzlich von Mensch zu Mensch verschieden. Über die Lernmethoden habe ich mich bereits ausgelassen. Chemie ist ein Fach, das auch viel Übung verlangt. Das heißt: Du solltest dir Aufgaben aus dem Internet suchen, die dein Thema um- fassen, und bspw. das Zeichnen von Strukturformeln üben. Dasselbe gilt auch erst einmal für die Klausuren der Oberstufe: Möglichst viel Üben ist essen- ziell, aber das ist es in so gut wie jedem Fach. Deshalb möchte ich im Folgenden eher auf die Chemieklausuren an sich eingehen; dabei werde ich mich vorrangig auf die Klausuren der Oberstufe beziehen. Vieles davon ist aber auch relevant für die Mittelstufe - das Weiterle- sen lohnt also! Zunächst sind die Klausuren immer relativ ähnlich aufgebaut: 30% AFB I, 40% ABF II, 30% AFB III. Wenn du jetzt denkst ,,hä, was'n das", sei beruhigt: So geht es den meisten. Sich da- mit auszukennen schadet allerdings nicht. Der Anforderungsbereich (AFB) I bezeichnet die- jenigen Fähigkeiten, die reproduktiv sind. Darunter fallen so Handlungsanweisungen (Opera- toren) wie ,,nenne". Dies ist der einfachste Anforderungsbereich. Der AFB II ist schon kom- plexer: Hier geht es um Fähigkeiten in Bezug auf die Reorganisation. Das heißt, du wendest dein Wissen an. Dies kann bspw. durch eine strukturierte, zusammenhängende Wiedergabe des Gelernten geschehen. Der AFB III ist der komplexeste. Hier wendest du dein Wissen auf neue Bereiche an, die mit dem dir bekannten Wissen jedoch in irgendeiner Hinsicht ver- knüpft sind (Transfer). Im Folgenden findet ihr die Operatoren inklusive Erläuterung und Zuordnung des Anforde- rungsbereiches aufgelistet: Operator analysieren angeben anwenden aufstellen auswerten begründen Erläuterung unter einer gegebenen Fragestellung wichtige Bestandteile oder Eigenschaften herausarbeiten Elemente, Sachverhalte, Begriffe, Daten ohne nähere Erläute- rungen aufzählen einen bekannten Sachverhalt oder eine bekannte Methode auf etwas Neues beziehen Sachverhalte und Methoden zielgerecht miteinander verknüp- fen; eine Hypothese, eine Skizze, ein Experiment oder ein Mo- dell schrittweise weiterführen und ausbauen Daten, Einzelergebnisse oder sonstige Sachverhalte in einen Zusammenhang stellen und ggf. zu einer abschließenden Ge- samtaussage zusammenführen Sachverhalte auf Regeln, Gesetzmäßigkeiten bzw. kausale Zu- 67 AFB ||-||| 1-11 11-111 |-|| ||-||| ||-||| berechnen beschreiben bestätigen bestimmen beurteilen bewerten darstellen deuten diskutieren dokumentieren durchführen entwickeln erklären erläutern ermitteln interpretieren nennen ordnen / zuord- nen planen (von Ex- perimenten) prüfen skizzieren Stellung neh- men sammenhänge zurückführen mittels Größengleichungen eine chemische oder physikalische Größe bestimmen Strukturen, Sachverhalte oder Zusammenhänge wiedergeben die Gültigkeit einer Aussage, z. B. einer Hypothese oder einer Modellvorstellung, durch ein Experiment verifizieren mittels Größengleichungen eine chemische oder physikalische Größe bestimmen zu einem Sachverhalt eine selbstständige Einschätzung unter Verwendung von Fachwissen und Fachmethoden begründet formulieren eine eigene Position nach ausgewiesenen Kriterien vertreten Sachverhalte, Zusammenhänge, Methoden und Bezüge in an- gemessenen Kommunikationsformen strukturiert wiedergeben kausale Zusammenhänge in Hinblick auf Erklärungsmöglichkei- ten untersuchen und abwägend herausstellen im Zusammenhang mit Sachverhalten, Aussagen oder Thesen unterschiedliche Positionen bzw. Pro- und Contra-Argumente einander gegenüberstellen und abwägen alle notwendigen Erklärungen, Herleitungen und Skizzen dar- stellen eine vorgegebene oder eigene Experimentieranleitung umset- zen Sachverhalte und Methoden zielgerecht miteinander verknüp- fen; eine Hypothese, eine Skizze, ein Experiment oder ein Mo- dell schrittweise weiterführen und ausbauen vorliegende Objekte oder Sachverhalte kategorisieren und hie- rarchisieren zu einem vorgegebenen Problem z. B. eine Experimentieranlei- tung erstellen Sachverhalte oder Aussagen an Fakten oder innerer Logik mes- sen und eventuelle Widersprüche aufdecken Sachverhalte, Strukturen oder Ergebnisse auf das Wesentliche reduzieren und diese graphisch oder als Fließtext übersichtlich darstellen eine eigene Position nach ausgewiesenen Kriterien vertreten |-||| 68 I 1-11 |-||| ||-||| ||-||| |-|| ||-||| ||-||| |-|| einen Sachverhalt nachvollziehbar und verständlich zum Aus- druck bringen einen Sachverhalt durch zusätzliche Informationen (chemische Formeln und Gleichungen) veranschaulichen und verständlich ||-||| machen einen Zusammenhang oder eine Lösung finden und das Ergebnis formulieren kausale Zusammenhänge in Hinblick auf Erklärungsmöglichkei- ten untersuchen und abwägend herausstellen Elemente, Sachverhalte, Begriffe, Daten ohne nähere Erläute- rungen aufzählen I 1-11 ||-||| 1-11 ||-||| |-|| |-|| ||-||| |-||| |-|| ||-||| strukturieren überprüfen übertragen untersuchen verallgemeinern vergleichen zeichnen vorliegende Objekte oder Sachverhalte kategorisieren und hie- rarchisieren Sachverhalte oder Aussagen an Fakten oder innerer Logik mes- sen und eventuelle Widersprüche aufdecken einen bekannten Sachverhalt oder eine bekannte Methode auf etwas Neues beziehen unter einer gegebenen Fragestellung wichtige Bestandteile oder Eigenschaften herausarbeiten; ,,untersuchen" beinhaltet ggf. zusätzliche praktische Anteile aus einem erkannten Sachverhalt eine erweiterte Aussage for- mulieren Gemeinsamkeiten, Ähnlichkeiten und Unterschiede ermitteln eine anschauliche und hinreichend exakte grafische Darstellung beobachtbarer oder gegebener Strukturen anfertigen 1-11 1-111 ||-||| ||-||| || |-||| 69 |-|| Beachte diese Operatoren unbedingt bei der Bearbeitung deiner Klausur! Es ist wichtig, dass du weißt, was genau von dir in der Klausur verlangt wird. Das spart enorm Zeit, da du dich so auf das Wesentliche konzentrieren kannst und nicht unnötig um den heißen Brei herum schreibst. Vor der Klausur solltest du natürlich vorbereitet sein. Stelle dir Essen, Trinken, Schreibzeug bereit. Atme durch! Wenn du die Klausur bekommst, lies sie dir erstmal in aller Ruhe durch. Sichte, was gefragt ist, was für Material gegeben ist und nimm dir erstmal Zeit, alles in Ruhe durchzugehen. Nimm' dir einen Textmarker zur Hand und markiere Wichtige Werte Die Operatoren Weitere wichtige Informationen, die zur Beantwortung der Fragen / Aufgaben bei- tragen Nun hast du einen Überblick über die Aufgaben gewonnen. Schaue, welche Aufgabe dir am leichtesten fällt und beginne mit dieser. Es fällt dir leichter anzufangen und du hast Erfolgs- erlebnisse. Keiner zwingt dich dazu, die Aufgaben in der vorgegebenen Reihenfolge zu bear- beiten. Solange du alles vollständig bearbeitest und deklarierst, kann dir keiner was. Widme dich erst danach den anspruchsvolleren Aufgaben, über die du etwas länger nachdenken musst. Achte bei der Klausur zudem auf Formalia. Das klingt trivial, aber schreibe jede Formel hin, die du benutzt, jede Umformung, die du vollziehst und jede Einheit für deine physikalischen Größen. Das gibt sonst Punktabzug, den man sich sparen kann! Kontrolliere auch am Ende deiner Klausur: Sind alle Argumentationen und Rechenwege nachvollziehbar? ➡Habe ich die Aufgaben vollständig und unter Nutzung von Fachsprache beantwortet? Sind alle Seiten nummeriert? ➡Steht auf jeder Seite mein Name? Habe ich alle Formeln und Einheiten notiert? ➡ Ist die äußere Form einigermaßen in Ordnung, d.h.: Ist alles lesbar, ist nichts rumge- schmiert und nicht über den Rand geschrieben? Wenn du darauf achtest, kann bei der Klausur eigentlich nicht mehr viel schief gehen! Das Abitur - jetzt wird's ernst! Wenn du jetzt noch weiter liest, doppel-Hurra: Du hast die Ehre, dich sogar in deinen Ab- schlussprüfungen mit Chemie zu beschäftigen? Was gibt es Schöneres? Vielleicht treibt dir der Gedanke daran Schweißperlen auf die Stirn, vielleicht bist du euphorisch - vielleicht ver- spürst du aber auch rein gar nichts beim Gedanken an das Chemie-Abitur. Aber egal, ob Chemie dein allerliebstes Lieblingsfach ist und du der nächste Heisenberg bist, oder ob du Chemie so wenig leiden kannst, dass du froh bist, dass du das Fach buchstabieren kannst: Du musst da wohl oder übel durch. Ich musste es, viele mussten es mit mir, viele Generationen vor mir auch. Und: Wir alle leben noch. Glaube ich zumindest. Wenn wir ganz ehrlich sind, ist es doch so: Das Abitur ist von der Klausur so aufgebaut wie die bisherigen Klausuren auch. Die Operatoren bleiben gleich, die prozentualen Anteile der AFBS bleiben gleich, Apache bleibt gleich. Sorry, der musste sein. Und dennoch ist es wahr! Also besteht erstmal kein Grund zur Sorge. Gut, sie ist zeitlich etwas länger, aber der Groß- teil derjenigen, die in Chemie ihr Abitur ablegen, haben auch eine Vorabiklausur geschrie- ben. Bekannt ist der Ablauf also. Was wohl eher Sorgen bereitet, ist die Tatsache, dass die Klausur vierfach in dein Abitur zählt. Und das kann wirklich viel an der Note reißen. Glaub mir. Außerdem muss man im Abi- tur nicht nur ein Themengebiet beherrschen, sondern alles aus allen Semestern. Man weiß nämlich nicht, was auf einen zukommt. Für mich war der Gedanke damals beängstigend. Rückblickend im Studium kann ich natürlich darüber lachen, aber ich befinde mich in einer anderen Situation als du. Da du bereits weißt, wie man Klausuren schreibt, brauche ich dazu nicht mehr viel sagen. Viel wichtiger ist die Vorbereitung auf das Abitur. Fang damit bereits rechtzeitig an. Während der Q-Phase kannst du dazu einen Beitrag leis- ten, indem du dir einen entsprechenden Ordner mit allen Lernzetteln von Klasse 7/8 bis zum Abitur anlegst, unterteilt in Sek 1 und Sek 2. Dieser wird nach und nach mit Material aufge- füllt und sollte dann vollständig sein, wenn du für das Abitur lernst. 70 Viele Leute fangen schon sehr früh an, für das Abitur zu lernen, also so um die Weihnachts- ferien rum. Ich muss gestehen: Richtig lernen würde ich dann noch nicht. Aber ich würde schauen, ob der Hefter vollständig ist. Wirklich für das Abitur angefangen zu lernen habe ich erst ab den Osterferien. Also ab dem Zeitpunkt, ab dem ich nie wieder Schule hatte und nur noch zu den Abiprüfungen und sons- tigen Veranstaltungen in die Schule musste. Ich habe dann Aufgaben gerechnet und mich mit Mitschülern getroffen, mit denen ich mich gemeinsam auf das Chemie-Abitur vorberei- tet habe. Aber auch hier gilt wieder: Jeder lernt anders. Bereite dich schon am Abend vorher auf den Tag der Abiturprüfung vor. Damit meine ich nicht, dass du nochmal fleißig büffeln sollst, sondern das genaue Gegenteil: Tue am Tag vor dem Abitur NICHTS dafür. Lass dein Hirn in Ruhe und gönne ihm den Tag Pause. So gehst du weniger gestresst in die Abiturprüfung. Gönne dir einen Tag Erholung für dich. Der kann ganz unterschiedlich aussehen. Zum Beispiel kannst du Sport machen, spazieren gehen, einen Beauty-Tag machen oder was dir sonst noch so einfällt. Tue das, was dich entspannt. Und das, was deinen Körper und Geist sich erholen lässt. Nimm am Ende des Tages ein Bad und gehe rechtzeitig (spätestens um 22 Uhr) zu Bett, damit du am Tag der Abiturprüfung ausge- schlafen bist. Bereite am Abend vorher außerdem deine Tasche vor. Sie sollte enthalten: ➡ Essen in ausreichender Menge. Nimm' aber eher Obst, Gemüse, Riegel mit. Irgend- was, was nicht schwer im Magen liegt und dich nicht müde macht während der Prü- fung. ➡ Ausreichend zu trinken. Nimm dir eine 1,5 L Flasche für die Prüfung mit. Trinke dabei eher Wasser, Tee oder verdünnte Säfte anstatt Cola oder dergleichen. ➡Stifte: Kugelschreiber (!), Geodreieck, Bleistift, Radiergummi, Taschenrechnet, Text- marker Eine nicht-internetfähige Uhr ➡ Wenn du möchtest, Traubenzucker (obwohl der auch nur semi-empfehlenswert ist, da er deinen Blutzuckerspiegel schnell steigen und sinken lässt, sodass du Heißhun- ger kriegst und müde wirst) Einen Glücksbringer, wenn du einen brauchst Mehr brauchst du tatsächlich nicht wirklich. Das Papier wird dir bei der Prüfung in ausrei- chender Menge zur Verfügung gestellt. Am Morgen deiner Prüfung stehst du auch rechtzeitig auf. Mal abgesehen davon, dass deine Prüfung eh um 8 oder 9 Uhr anfängt, solltest du selbst spätestens um 6 Uhr aufstehen. Vor allem, wenn du einen weiten Schulweg hast, ggf. noch früher, um in Ruhe wach zu werden. Auch solltest du in Ruhe, gesund und ordentlich frühstücken. Ich persönlich gehörte zu der 71 Fraktion, die morgens vor Aufregung nichts runter gekriegt hat, aber vielleicht hast du ja Glück. Fahre rechtzeitig los, und zwar so, dass du mindestens 30-45 Minuten vor der Prüfung da bist. Nimm, wenn das möglich ist, lieber einen oder zwei Busse / Bahnen früher. Oder, lass' dich von Eltern fahren bzw. von Freunden mitnehmen. Es ist wirklich wichtig, bei sol- chen Prüfungen pünktlich zu erscheinen! In der Prüfung selbst gehst du dann genauso vor wie in den anderen Chemieklausuren auch. Wichtig ist jetzt aber vor allem Folgendes: Nimm. Dir. Zeit. Für die Leistungskurs-Abiklausur hast du wirklich viel Zeit, auch, wenn du im Grundkurs schreibst. Oft darfst du zwei Aufgaben auswählen. Dafür hast du 30 Minuten Zeit. Nutze diese 30 Minuten gut! Lies zunächst Auf- gabe für Aufgabe und schaue, worin du dich am sichersten fühlst. Ich wollte schon vor dem Abitur den Bereich ,,Chemische Gleichgewichte in Natur und Technik" ausschließen und mich für Redoxchemie und Biochemie entscheiden. Für Letzteres habe ich mich auch entschieden - für Ersteres jedoch nicht. Ich habe die Säure-Base-Chemie gewählt, weil die Aufgaben su- per einfach waren und ich damit auch bei der Bearbeitung super zurechtkam. Dann bearbeite die Klausur wie gewohnt. Bist du fertig, dann atme kurz durch. Das solltest du generell nach jeder Aufgabe machen: Durchatmen, trinken, ggf. einen Happen essen. Du wirst es brauchen. Entspanne dich kurz, wenn du meinst, fertig zu sein und gehe Aufgabe für Aufgabe durch. Kontrolliere die oben bereits genannten Punkte. Und dann kannst du abge- ben - wenn du dir ganz sicher bist, keinen einzigen Fehler mehr in deiner Klausur zu finden. Bei der mündlichen Prüfung hast du diese Zeit natürlich nicht. Hier bereitest du dich aber auch nur schwerpunktmäßig auf zwei Semester vor. Achte da vor allem darauf, keine Roma- ne zu schreiben, sondern nur kurze Stichpunkte, Grafiken oder Ähnliches zu notieren. Für mehr reicht die Vorbereitungszeit nicht. In der Prüfung ist wichtig: Rede. Ganz viel, aber bitte nicht wirr, sondern strukturiert und mit Inhalt. Wenn du vor dich hin schweigst, macht das in der Regel nicht den allerbesten Eindruck beim Prüfer. Mache also einen souveränen Ein- druck! Das erreichst du am besten, indem du dich wie folgt vorbereitest: Lerne zunächst für dich allein und danach erkläre die Themen anderen Leuten, was das Zeug hält. Du bekommst eine Routine, die unfassbar wertvoll für deine mündliche Prüfung sein wird! Diese Strategie hat mir bisher immer perfekte mündliche Prüfungen beschert. Dann schaffst du das auch. In diesem Sinne wünsche ich dir ganz ganz viel Erfolg bei deinem Abitur! Mache dich bitte bloß nicht verrückt. Atme durch und mach' dir bewusst, dass du das kannst. Und dass du das schaffst! 72 CHECKLISTEN, TABELLEN, NÜTZLICHES Elektronegativitäten nach Pauling (Quelle: https://www.chemiezauber.de/inhalt/pse/516-elektronegativitaeten-nach-pauling.html): I H Wasserstoff 2,1 Li Lithium 1,0 Na Natrium 0,9 K Kalium 0,8 Rb Rubidium 0,8 Cs Cäsium 0,7 II Be Beryllium 1,5 Mg Magnesium 1,2 Ca Calcium 1,0 Sr Strontium 1,0 Ba Barium 0,9 Stoff-Teilchen- Konzept Basiskonzepte in der Chemie Struktur- Eigenschafts- Konzept Konzept der chemischen Reaktion III Energie-Konzept B Bor 2,0 Al Aluminium 1,5 Ga Gallium 1,6 In Indium 1,7 TI Thallium 1,8 IV C Kohlenstoff 2,5 Si Silicium 1,8 Ge Germanium 1,8 Sn Zinn 1,8 Pb Blei 1,8 V N Stickstoff 3,0 P Phosphor 2,1 As Arsen 2,0 Sb Antimon 1,9 Bi Bismut 1,9 Basiskonzepte der Chemie VI 73 0 Sauerstoff 3,5 S Schwefel 2,5 Se Selen 2,4 Te Tellur 2,1 Po Polonium 2,0 Die erfahrbaren Phänomene der stofflichen Welt und deren Deutung auf Teilchenebene werden konsequent unterschieden. Art, Anordnung und Wechselwirkung der Teilchen bestimmen die Eigenschaften eines Stoffes. Bei chemischen Reaktionen werden Stoffe sowie die Art, Anordnung und Wechselwirkung der Teilchen verändert. Alle chemischen Reaktionen sind mit Energieum- sätzen verbunden. VII F Fluor 4,0 cl Chlor 3,0 Br Brom 2,8 I lod 2,5 At Astat 2,2 Kompetenzbereiche und Bildungsstandards (bis Ende Klasse 10) Die folgend aufgeführten Kompetenzbereiche und Bildungsstandards orientieren sich am Rahmenlehrplan Chemie, Sekundarstufe I, Land Berlin/Brandenburg. Sie gelten jedoch landesübergreifend für alle Bundesländer. Schaue am Ende der 10. Klasse, welche der aufgeführten Kompetenzen du bereits erworben hast. Achtung: Es folgen sehr sehr viele Kompetenzen! Lass' dich also nicht verunsichern. Viele der Kompetenzen wirst du am Ende der 10. Klasse erworben haben, denn dafür, dass du diese Kompetenzen erwirbst, ist deine Lehrkraft zuständig. Kompetenzbereich ,,Fachwissen": Ich kann... ...im Basiskonzept ,,Stoff-Teilchen-Konzept"... 0 0 0 0 0 0 0 0 0 Eigenschaften von Stoffen des Alltags beschreiben ein Teilchenmodell nutzen, um Aggregatzustände und deren Änderungen zu beschrei- ben Phänomene des Alltags anhand eines Teilchenmodells beschreiben Stoffe anhand ihrer charakteristischen Eigenschaften bestimmten Kategorien (Stoff- gruppen) zuordnen den submikroskopischen Bau ausgewählter Stoffe mithilfe eines geeigneten Modells beschreiben von Daten auf Stoffeigenschaften schließen ausgewählte Elemente anhand eines Atommodells vergleichen die Vielfalt der Stoffe auf der Basis unterschiedlicher Kombinationen und Anordnungen von Teilchen erklären analytische zwischenmolekulare Wechselwirkungen auf Teilchenebene erklären aus den Eigenschaften der Stoffe auf ihre Verwendungsmöglichkeiten schließen aus den Verwendungsmöglichkeiten auf Eigenschaften der Stoffe schließen Verfahren auswählen und anwenden 74 ...im Basiskonzept ,,Struktur-Eigenschafts-Konzept"... den Zusammenhang zwischen Struktur und Eigenschaften von Stoffen an Beispielen er- klären den Zusammenhang zwischen Eigenschaften von Stoffen und deren Verwendung an Bei- spielen erklären ☐strukturelle Ordnungsprinzipien von Stoffen (lonensubstanzen, Molekülsubstanzen, Me- talle u. a.) begründen auf Grundlage von Struktur-Eigenschaftsbeziehungen die Verwendungsmöglichkeiten von Stoffen bewerten ...im Basiskonzept ,,Konzept der chemischen Reaktionen"... □die Umwandlung von Energieformen in Natur und Technik angeben Energieumwandlungen bei chemischen Reaktionen beschreiben die Rolle der Aktivierungsenergie bei chemischen Reaktionen erklären ☐ Einflussfaktoren (z. B. Temperatur, Katalysatoren) auf den Verlauf chemischer Prozesse 0 0 erläutern energetische Erscheinungen bei chemischen Reaktionen auf die Umwandlung eines Teils der in Stoffen gespeicherten Energie in andere Energieformen zurückführen Donator und Akzeptor in ausgewählten Reaktionsgleichungen kennzeichnen stöchiometrische Berechnungen durchführen ...im Basiskonzept ,,Energie-Konzept"... die Umwandlung von Energieformen in Natur und Technik angeben Energieumwandlungen bei chemischen Reaktionen beschreiben die Rolle der Aktivierungsenergie bei chemischen Reaktionen erklären Einflussfaktoren (z. B. Temperatur, Katalysatoren) auf den Verlauf chemischer Prozesse erläutern ☐ energetische Erscheinungen bei chemischen Reaktionen auf die Umwandlung eines Teils der in Stoffen gespeicherten Energie in andere Energieformen zurückführen 75 Kompetenzbereich ,,Erkenntnisgewinnung": Ich kann... ...im Bereich ,,Beobachten, vergleichen, ordnen"... zwischen Beobachtung und Deutung unterscheiden mit vorgegebenen Kriterien beschreibend Sachverhalte/Objekte ordnen und vergleichen aufgabenbezogen Beobachtungskriterien festlegen mit geeigneten Kriterien ordnen und vergleichen Deutungen aus Beobachtungen auf einen neuen Sachverhalt anwenden ☐nach einem übergeordneten Vergleichskriterium ordnen und vergleichen ...im Bereich ,,Naturwissenschaftliche Untersuchungen durchführen"... naturwissenschaftliche Fragen formulieren Hypothesen aufstellen, die auf naturwissenschaftlichen Fragestellungen basieren ☐ Experimente zur Überprüfung von Hypothesen nach Vorgaben planen und durchführen das Untersuchungsergebnis unter Rückbezug auf die Hypothese beschreiben ☐naturwissenschaftliche Fragen unter Einbeziehung ihres Fachwissens formulieren aufgestellte Hypothesen bestätigen oder nach Widerlegung weitere Hypothesen entwi- ckeln ☐ Experimente mit Kontrolle planen und durchführen Untersuchungsergebnisse (auch erwartungswidrige) interpretieren ein theoretisches Konzept zur Bearbeitung einer naturwissenschaftlichen Fragestellung 0 0 0 0 heranziehen den Untersuchungsplan und die praktische Umsetzung beurteilen Daten, Trends und Beziehungen interpretieren, diese erklären und weiterführende Schlussfolgerungen ableiten ...im Bereich ,,Mit Modellen umgehen"... mit Modellen naturwissenschaftliche Sachverhalte beschreiben Modelle bezüglich ihrer Einsatzmöglichkeiten prüfen Modelle bezüglich ihrer Eignung prüfen mit Modellen naturwissenschaftliche Zusammenhänge erklären 76 0 0 000 ...im Bereich ,,Elemente der Mathematik anwenden"... Modelle mit dem naturwissenschaftlichen Sachverhalt vergleichen Modelle aufgrund neuer Erkenntnisse über bzw. fehlender Passung zum naturwissen- schaftlichen Sachverhalt ändern 0 Einheitenvorsätze für Längen-, Flächen-, Volumen- und Masseangaben (Milli, Kilo u. a.) 0 0 0 0 mit Modellen naturwissenschaftliche Sachverhalte vorhersagen mithilfe von Modellen Hypothesen ableiten Modelle ändern, wenn die aus ihnen abgeleiteten Hypothesen widerlegt sind 000 0 0 0 verwenden schreiben ☐vorgegebene Messgrößen von Messgeräten ablesen und protokollieren Grundrechenarten der Mathematik auf naturwissenschaftliche Sachverhalte anwenden Einheitenvorsätze (z. B. Mega, Kilo, Milli) verwenden und Größenangaben umrechnen Zusammenhänge zweier Größen auf Proportionalität prüfen Messgrößen ermitteln und Fehlerquellen von Messungen angeben Verhältnisgleichungen umformen und Größen berechnen Zusammenhänge zwischen zwei Größen mit Aussagen der Form „Je desto ..." be- .../ gemessene und berechnete Größen mit sinnvoller Genauigkeit angeben den Einfluss von Messfehlern erläutern vorgegebene Verfahren der Mathematik beim Umgang mit Gleichungen, chemischen Formeln, Reaktionsgleichungen, Diagrammen und Tabellen anwenden Einheitenvorsätze in Potenzschreibweise nutzen Mittelwerte einer Messreihe berechnen Zusammenhänge zwischen Größen unter Verwendung von Gleichungen und Diagram- men erläutern ☐ grobe, zufällige und systematische Fehler unterscheiden mathematische Verfahren bei der Auswertung von gemessenen oder recherchierten Da- ten begründet auswä len 77 Kompetenzbereich ,,Kommunikation": Ich kann... ...im Bereich ,,Informationen erschließen - Textrezeption (mündlich und schriftlich)"... 0 0 0 000 Informationen aus einem Text aufgabengeleitet entnehmen und wiedergeben grafische Darstellungen beschreiben und aus ihnen Daten entnehmen themenbezogen zu einem naturwissenschaftlichen Sachverhalt in verschiedenen Quel- len recherchieren oooロ Diagramme mit zwei Variablen beschreiben und aus ihnen Daten entnehmen aus Diagrammen Trends ableiten die Seriosität und fachliche Relevanz von Informationen in verschiedenen Medien be- werten/hinterfragen grafische Darstellungen erläutern die Aussagekraft von Darstellungen bewerten und hinterfragen ...im Bereich ,,Informationen weitergeben - Textreproduktion (mündlich und schriftlich)".... Daten strukturieren und in Tabellen, Schaubildern und Diagrammen nach Vorgabe dar- stellen naturwissenschaftliche Sachverhalte unter Verwendung der Alltagssprache und unter Einbeziehung von Fachbegriffen beschreiben Untersuchungen unter Vorgaben protokollieren mithilfe von Stichworten, Anschauungsmaterialien und Medien Ergebnisse präsentieren aus einer Versuchsanleitung eine Versuchsskizze entwickeln naturwissenschaftliche Sachverhalte mit geeigneten bildlichen, sprachlichen, symboli- schen oder mathematischen Darstellungsformen veranschaulichen Untersuchungen selbstständig protokollieren sach-, situations- und adressatenbezogen Untersuchungsmethoden und Ergebnisse prä- sentieren grafische Darstellungen zu Sachverhalten entwerfen kontinuierliche Texte in Fachsprache umwandeln (z. B. Größengleichungen, chemische Formeln, Reaktionsgleichungen) naturwissenschaftliche Sachverhalte adressaten- und sachgerecht in verschiedenen Dar- stellungsformen erklären 78 ...im Bereich ,,Argumentieren - Interaktion"... anhand des Protokolls den Versuch erläutern Medien für eine Präsentation kriterienori- entiert auswählen und die Auswahl reflektieren Aussagen und Behauptungen mit Beispielen, einfachen Fakten oder Daten begründen 0 zu einer Aussage eine passende Begründung formulieren, in der die stützenden Daten oder Fakten erläutert werden Hypothesen fachgerecht und folgerichtig mit Daten, Fakten oder Analogien begründen bzw. widerlegen Widersprüche in einer Argumentation erläutern ...im Bereich ,,Über (Fach-)Sprache nachdenken - Sprachbewusstheit"... 0 0 ooooo mehrdeutige Wörter voneinander unterscheiden zwischen alltags- und fachsprachlicher Beschreibung von Sachverhalten unterscheiden die Bedeutung wesentlicher Fachbegriffe von ihrer Wortherkunft aus erklären die Bedeutung einzelner Fachbegriffe erläutern Fachbegriffe vernetzt darstellen (z. B. Begriffsnetze, Ober- und Unterbegriffe) naturwissenschaftliche Sachverhalte fachsprachlich präzisieren Zusammenhänge zwischen naturwissenschaftlichen Sachverhalten und Alltagserschei- nungen herstellen und dabei bewusst Fachsprache in Alltagssprache übersetzen und umgekehrt 79 Kompetenzbereich ,,Bewerten": Ich kann... ...im Bereich ,,Handlungsoptionen diskutieren und auswählen"... ooo alltagsbezogene Bewertungskriterien festlegen Handlungsoptionen kriteriengeleitet vergleichen vorgegebene Bewertungskriterien anwenden in einer Entscheidungssituation zwischen mehreren Handlungsoptionen begründet aus- wählen in einem Entscheidungsprozess relevante Bewertungskriterien anwenden 0 die Relevanz von Bewertungskriterien für Handlungsoptionen erläutern unter Berücksichtigung verschiedener Perspektiven Kompromisse entwickeln ...im Bereich ,,Handlungen reflektieren"... 0 0 Schlussfolgerungen auf der Grundlage naturwissenschaftlichen Alltagswissens ziehen Schlussfolgerungen mit Verweis auf Daten oder auf der Grundlage von naturwissen- schaftlichen Informationen ziehen Möglichkeiten und Folgen ihres Handelns beurteilen und Konsequenzen daraus ableiten ...im Bereich ,,Werte und Normen reflektieren"... Wertvorstellungen von Meinungen, Aussagen oder Emotionen unterscheiden Sicherheits- und Verhaltensregeln des naturwissenschaftlichen Unterrichts einhalten das eigene Handeln in Bezug auf ihre Wertvorstellungen reflektieren Sicherheits- und Verhaltensregeln aus dem schulischen Kontext auf das eigene Lebens- umfeld übertragen 0 zwischen Werten und Normen unterscheiden ☐untersuchungsspezifische Sicherheitsaspekte situationsadäquat begründet auswählen und beachten eigene Wertvorstellungen in Bezug auf Werte anderer und Normen der Gesellschaft re- flektieren 0 Sicherheitsrisiken einschätzen und neue Sicherheitsmaßnahmen ableiten 80 Themen bis Klasse 10 Diese Checkliste orientiert sich vorrangig am Rahmenlehrplan Bayerns. Einige Themen, die in den anderen Bundesländern jedoch erst später gelehrt werden (wie z. B. das Orbitalmodell oder die Reaktionsmechanismen), sind in der Checkliste für die gymnasiale Oberstufe aufge- führt. Vieles ist deckungsgleich mit den obigen Kompetenzbereichen und Bildungsstandards, da sich die Lehrpläne daran orientieren. Auch, wenn du nicht alles abhaken kannst, mach' dir keinen Kopf! Vieles hast du vermutlich gelernt, ohne dass du es aktiv benennen kannst. Wie Chemiker denken und arbeiten Gefahrstoffe: o Gefahrstoffkennzeichnung gemäß aktueller Richtlinien O Gefahrenpotenzial o Sicherheitsmaßnahmen o Entsorgung (weniger wichtig, denn i.d.R. entsorgt die Lehrkraft die Stoffe richtig) o Laborregeln und Sicherheitsunterweisung in Schule und Arbeitswelt Arbeitstechniken: o Verwendung einfacher Laborgeräte zur Temperatur-, Massen- und Volumenbe- stimmung Aufbau einfacher Apparaturen O naturwissenschaftlicher Erkenntnisweg: o Fragestellung, Hypothese, Planung und Durchführung von Experimenten, Daten- auswertung (ggf. digital) und Dateninterpretation, Hypothesenprüfung, Regel oder Gesetz (fragend-entwickelndes Unterrichtsverfahren, meint: Kannst du ei- nen Versuch vollständig planen, durchführen, auswerten?) o naturwissenschaftliches Protokoll (Dokumentation, Auswertung und Veran- schaulichung, auch digital) □ Versuchsplanung und Versuchsdurchführung: O Konstanthalten und Variieren von Einflussgrößen o positive und negative Blindprobe (Blindprobe: Probe, bei der die zu untersu- chende Substanz absichtlich ausgelassen wird, damit du einen Vergleich hast) 81 Versuchsprotokollierung, Versuchsauswertung und Versuchsinterpretation: o Unterscheidung zwischen beobachtender Beschreibung und deutender Erklärung o Abhängigkeit der Interpretation von z. B. Messfehlern, Vorwissen, Erwartungs- haltung □ Entwicklung und Eigenschaften naturwissenschaftlichen Wissens: o Nutzung unterschiedlicher Methoden zur Erkenntnisgewinnung O Daten und deren Interpretation als Grundlage naturwissenschaftlicher Erkennt- nisgewinnung Eigenschaften, Grenzen und Erweiterung von materiellen und ideellen Modellen: o Modell-Definition o Vergleich von Modelldarstellungen zum Aufbau der Materie (u. a. Teilchenmo- dell, Daltonsches Atommodell, Kern-Hülle-Modell) 0 Reaktionsschema, Nomenklatur, Symbol- und Formelsprache: O binäre anorganische Verbindungen (Molekülformel, Verhältnisformel; binär meint, dass die Verbindung aus zwei verschiedenen Elementen besteht, z.B. NH3) O einfache Kohlenwasserstoffe (Molekülformel) O einfache Reaktionsgleichung 82 Anfertigung und Auswertung verschiedener Darstellungsformen, Wechsel der Darstel- lungsform (ggf. unter Verwendung geeigneter Software): O Texte, Tabellen O Schnitt- und Schemazeichnungen (u. a. zur Darstellung von Versuchsaufbauten und zur Visualisierung der Teilchenebene) Diagramme zur Darstellung qualitativer Zusammenhänge (z. B. Flussdiagramm, Baumdiagramm) Kreis- und Achsendiagramme zur Darstellung quantitativer Zusammenhänge (z. B. Punkt-, Linien- und Säulendiagramm; eine abhängige Variable: abhängige Variable ist die Variable, die du bei einem Versuch misst, z.B. Masse des Produk- tes) O O o Bezeichnung von Messgröße, Größensymbol und Einheit (z.B. m = 10 g; m ist das Größensymbol, 10 die Messgröße und g die Einheit); mathematische Beziehun- gen zwischen Größen (z.B. m = n-M) Stoffe und ihre Eigenschaften - von beobachtbaren Stoffeigenschaften zum Teilchenmodell Stoffe und Stoffportionen: Stoffart O Quantität (u. a. Masse, Volumen) O Teilchenmodell zum Aufbau der Materie Aggregatzustände, Aggregatzustandsänderung Kenneigenschaften O Schmelztemperatur o Siedetemperatur O Dichte O weitere Eigenschaften (u. a. Löslichkeit, magnetische Eigenschaft) 83 0 0 Identifikation saurer, neutraler und basischer Lösungen mithilfe von Indikatoren (z. B. Blaukraut-Indikator) homogene und heterogene Stoffgemische o Legierung o Gasgemisch o Lösung o Suspension Emulsion O Rauch o Nebel O Schaum o Gemenge O Reinstoffe O Trennverfahren O einfache chromatographische Verfahren (z. B. Papierchromatographie) Gasnachweise: o Glimmspanprobe (für Sauerstoff) o Kalkwasserprobe (für Kohlenstoffdioxid) o Knallgasprobe (für Wasserstoff) Luft als Stoffgemisch Chemische Verbindungen und ihre Eigenschaften Stoff- und Energieumsatz bei chemischen Reaktionen chemische Verbindungen, chemische Elemente O Atomarten o Periodensystem o Einteilung in Metalle, Halbmetalle und Nichtmetalle 84 Reaktionsenergie: O Auftreten von Energieänderungen in Form von Wärme, Arbeit, Strahlung O exotherme und endotherme Reaktion Aktivierung chemischer Reaktionen, Katalyse Erhaltung der Masse bei chemischen Reaktionen ☐ Ermittlung der relativen Atommasse und Modellierung der Molekülformel: o Avogadro-Hypothese (alle Gase besitzen bei denselben Bedingungen dasselbe Vo- lumen) o Volumengesetze bei Gasreaktionen O Element- und Verbindungsmoleküle chemische Formelsprache: O Molekülformel o systematische Benennung von binären Molekülen Atommasse Ableiten von Stoffumsätzen aus Reaktionsgleichungen für Molekülreaktionen Quantitätsgrößen: o Stoffmenge Masse O Volumen und Teilchenzahl O Umrechungsgrößen: O o Avogadro-Konstante O molare Masse o molares Volumen Dichte und Teilchenmasse o Größengleichungen 85 0 einfache Molekülreaktionen Metalle und Metallbindung o Elektronengasmodell o Eigenschaften (Duktilität, Wärmeleitfähigkeit, elektrische Leitfähigkeit, Glanz) chemische Formelsprache: O Verhältnisformel O Molekül-lonen o systematische Benennung von Salzen (z. B. Aluminiumoxid, Blei(IV)-oxid) ☐lonenbindung als ungerichtete elektrostatische Anziehung zwischen Metall-Kationen und Nichtmetall-Anionen in einem lonengitter Salze O Modell der Kugelpackung O Eigenschaften von Salzen: O Kristallinität o Sprödigkeit O elektrische Leitfähigkeit von Schmelzen und Lösungen Moleküle + Wechselwirkungskonzept: Anziehung zwischen Teilchen einfache Beispiele zur Valenzstrichschreibweise Elektronenpaarbindung: O Einfach- und Mehrfachbindung O bindende und nicht-bindende Elektronenpaare Elektronenpaarabstoßungsmodell: O räumlicher Bau von Molekülen o Bindungswinkel 86 0 Kohlenwasserstoff-Moleküle: O (Konstitutions)Isomerie O Nomenklatur O einfache Alken- und Alkin-Moleküle o Doppel- und Dreifachbindung O E/Z-Isomerie Elektronegativität, Partialladung, polare und unpolare Elektronenpaarbindung Bindungspolarität, Molekülpolarität funktionelle Gruppen und Nomenklatur bei Alkohol-, Aldehyd-, Keton-, Carbonsäure- Molekülen Wechselwirkungen zwischen Teilchen: O Van-der-Waals-Wechselwirkungen o Dipol-Dipol-Wechselwirkungen O Wasserstoffbrücken physikalische Eigenschaften: O Viskosität 0 0 o Siedetemperatur O Löslichkeit Wasser: O Siede- und Schmelztemperatur O Dichteanomalie o Oberflächenspannung o Hydrathülle wichtige Lösemittel: o Wasser, Benzin, Ethanol o hydrophil, hydrophob, lipophil, amphiphil 87 Säure-Base-Chemie häufig verwendete saure und basische Lösungen in Alltag und Technik (z. B. zur Entkal- kung, Konservierung, Reinigung) häufig verwendete Indikatoren und ihre Färbung, pH-Skala zur Einschätzung des Cha- rakters einer Lösung (stark sauer, schwach sauer, neutral, schwach basisch, stark ba- sisch) Säure als Protonendonator, Base als Protonenakzeptor, Wassermolekül als ein Beispiel für einen Ampholyten, unterschiedliche Verwendung des Begriffs Säure in der Alltags- und Fachsprache Berechnen von Stoffmengenkonzentrationen und Herstellung von Lösungen definier- ter Konzentration Neutralisation als Protonenübergang zwischen Oxonium- und Hydroxid-Ionen; Benen- nung der entstehenden Salze Säure-Base-Titration (keine Titrationskurve), Äquivalenzpunkt 88 Themen bis zum Abitur Chemisches Gleichgewicht O Massenwirkungsgesetz O Zusammenhang mit freier Enthalpie O Prinzipien von Braun und Le Chatelier Großtechnische Ammoniakherstellung O Säure-Base-Reaktionen Autoprotolyse des Wassers Starke und schwache Säuren o Starke und schwache Basen O O O Bedeutung der pk-Werte O Säure-Base-Gleichgewichte zweier verschiedener Stoffe O pH-Wert von Salzlösungen o Pufferlösungen O Säure-Base-Titration Kohlenhydrate O Chiralität 0 0 0 0 0 0 0 Optische Aktivität Nomenklatur Zucker in Ringform O Keto-Enol-Tautomerie Glycosidische Bindung Nachweisreaktionen o Aldehydgruppe o Spezieller Kohlenhydratnachweis o Hydrolyse o Spezielle Kohlenhydrate Stärke und Cellulose 89 Proteine ο ο ο ο ο ο ο ο ο ο o o Peptidbindung o Hydrolyse Aminosäuren Proteine als Enzyme Nachweisreaktionen Nachweisreaktionen für Proteine O Nachweis der Bestandteile von Aminosäuren (C, H, O, N, S) Zwitterion Formen in Lösung Aromaten 0 0 O Kriterien für Aromaten Räumliche Struktur von Proteinen Denaturierung O Delokalisierte Elektronen o o ο ο ο ο Bedeutung des Ringes o Elektrophile Substitution an Benzol O Substitutionsreaktionen Derivate des Benzols Nomenklatur allgemein O o Orbitalmodell O Phenol Anilin o Hybridisierung Farbstoffe o Azokupplung o Chromophor, Auxochrom, Antiauxochrom O Bathochromer und hypsochromer Effekt M- und I-Effekte 90 Kunststoffe o Einordnung o Polymerisation: Reaktion und Struktur O Technisches Verfahren o Polykondensation: Reaktion und Struktur o Phenoplaste und Aminoplaste o Polyaddition: Reaktion und Struktur o Verarbeitung o Recycling 0 Elektrochemie ο ο ο ο ο ο ο ο ο ο ο ο ο ο ο ο ο ο ο ο Red OxReaktionen Potential und Potentialreihe Oxidationsahlen Galvanische Zelle Halbelement/-zelle Galvanische Zelle aus zwei Halbelementen o Spannung eines Galvanischen Elements Konzentrationselement o Standardwasserstoffelektrode Nernst'sche Gleichung Korrosion Lokalelement Korrosion mit Wässrigen Lösungen Korrosionsschutz Elektrolyse o Überspannung Entstehung von Wasserstoff und Sauerstoff o Technische Anwendung Bleiakku Brennstoffzelle 91 Energetik o Enthalpie Kalorimeter O Satz von Hess O Entropie O Freie Reaktionsenthalpie und Spontanität O 92 Thermodynamik: Formeln, Größen, Werte Arbeit und Energie W = F S = P.t WPot = m.g.h Wel = U.I.t Wwärme = c.m.AT (c = spez. Wärmekapazität) W = -p AV [p = const.] Wm-p Av. Vm [p = const.] = W/n Wärmeenergie Formel Q = Wwärme = c.m.AT Qm = Q/n Reaktionsenergie ARUM = Qm,p + Wm ARUM = ARHM + Wm ARUM = Qm,v ARUM = ARU / n Reaktionsenthalpie ARH-cm AT ARHm = Qm,p ARHM = ARH/n ARHm AfHm (Produkte) - Σ AfHm (Edukte) Freie Reaktionsenthalpie (Gibbs-Energie) ARGARH-T ARS (Gibbs-Helmholtz-Gleichung) ARGT ASGes ARGm = Σ AfGm (Produkte) - Σ AfGm (Edukte) Reaktionsentropie ASGes=ASSystem - ASUmgebung > 0 ARSM = Sm (Produkte) - Sm (Edukte) 93 Einheit J (Joule) kJ/mol (Kilojoule pro Mol) kJ/mol kJ/mol kJ/mol J/(mol. K) Zusammenhänge: ● ● Übliche Werte: ● Wenn Av = 0 bzw. AV = 0, sind alle ARUm und ARHm gleich. Wenn ARG < 0 ist, läuft die Reaktion exergon (freiwillig) ab. Wenn ARG> 0 ist, ist die Reaktion endergon und kann nicht ablaufen, denn das Sys- tem strebt stets eine Vergrößerung der Entropie an. ● p=1013 hPa = 1,013-105 N·m² Vm = 24 L/mol [0 = 25°C]; 22,4 L/mol [0 = 0°C] T = 25°C = 298 K [Standardbed.]; 0°C = 272,15 K [Normalbed.] C(H₂O) = 4,18 J/(g.K) Aggregatzustände: g - gasförmig (gaseous) ● 1-flüssig (liquid) s-fest (solid) aq (in Wasser) gelöst Wichtige thermodynamische und stöchiometrische Größen Größe Wärmekapazität Stromstärke Molare Masse Masse Stoffmenge Leistung Druck Temperatur Zeit Elektrische Spannung Volumen Arbeit. Energie Differenz der stö iometri- schen Faktoren C F I M m P р T t U V W Av Formelzeichen 94 Einheit J/(g-K) N (Newton) A (Ampère) g/mol W (Watt) hPa (Hectopascal) K (Kelvin) s (Sekunden) V (Volt) L (Liter) J (Joule) einheitenlos Name der Säure Chlorwasserstoff Bromwasserstoff lodwasserstoff Flusssäure Salpetrige Säure Salpetersäure Essigsäure Schwefelwasserstoff Schweflige Säure Schwefelsäure Kohlensäure Phosphorsäure Summenformel HCI HBr HI Übersicht über die Säuren und ihre Salze HF HNO₂ HNO3 CH3COOH H₂S H₂SO3 H₂SO4 H₂CO3 H3PO4 lonen in saurer Lö- Name der Säurerest- Anionen Chlorid Bromid lodid sung H+/Cr H+ / Br H+/r H*/F H/NO₂ H*/ NO3 H+ / CH3COO™ H+ / S²- H+/HSO3 / SO3²- H*/ HSO4 / SO4²- H*/HCO3/ 2- CO3²- H*/ H₂PO4 / HPO 2²/ PO4³- Fluorid Nitrit Nitrat Acetat Sulfid Hydrogensulfit/ Sulfit Hydrogensulfat / Sulfat Hydrogencarbonat / Carbonat Dihydrogenphosphat/ Hydrogenphosphat / Phosphat Summenformel Natriumsalz NaCl (Kochsalz) NaBr Nal NaF NaNO₂ NaNO3 CH3COONa Na₂S NaHSO3/ Na₂SO3 NaHSO4 / Na₂SO4 NaHCO3 (Natron)/ Na₂CO3 (Soda) NaH₂PO4 Na₂HPO4 / Na3PO4 0.0011 -259/-253 1.-1 3 -3.040(1) 1,008 Wasserstoff PSE in Schwarz-weiß (Quelle: https://www.wolfenthal.de/drucken/pse-schwarzweiss.pdf) [Hels 181/1347 Na Natrium K Kalium 6,94 Lithium 11 22,990 -2,713013 [Nells 98/883 19 39,098 -2,9251) 0,97 -1,79121 0,91 [Ar]6s 63/760 (Kr) 39/688 Rb Rubidium Cs Caesium Das 28/678 4 9,0122 1.47 [Hel2s 1278/2470 37 85,468 38 87,62 -2,924(1) 0,89 -2.89(21 Be Beryllium Fr Francium 12 24,305 -2.356121 1,23 [Nells 649/1107 [Rn7s 27/677 Mg Magnesium Ca Calcium 55 132.91 56 137,33 -2,923(1) -2,92121 20 40,078 21 44,956 22 47,867 -2,8412) -2,03131 1,20 1,32 (A1304 -1,43121 1,06 [Ar]46² 839/1486 1541/2836 0,99 (Kr) 769/1384 Sr Strontium [Xalós 725/1696 Ba Barium 87 223,02 88 228,03 -2,9111 0,97 0,86 -2,916121 0,97 [Rn7s 700/1140 Ra Radium Ordnungszahl Normalpotential (Reduktionspotentiall Ein V mit Oxidationsstufen In Symbol Name Sc Scandium (Kr) 1522/3338 [A 1668/3262 39 88,906 40 91,224 -2.37131 1,11 Yttrium Ti Titan 1,22 (Kr)4d5 1852/4377 Zr Zirconium 1,23 Dejar Sd6s 2227/4602 Hf Hafnium 104 267,12 [Rn]5f6d7s D 920/3469 La Lanthan 72 178,49 73 180,95 -1,70143 -0,81215) 1,33 Do s 2996/5425 [RnJ6d7 1050/3200 1 -0,00(1) 23 50,942 24 -1,1862) 1,45 -0,913121 [Ar]3d4² 1890/3378 5,4,3,2,0 Rf Db Rutherfordium. Dubnium Ac Actinium Vanadium 41 92,906 -1,099(3) 1,23 H Wasserstoff [kr] 2468/4928 5,3 57 138,91 58 140,12 -2.38131 1,08 -1,33141 Ta Tantal 105 268,13 [Rn]58-6674 Ce Cer DÂN DÂN BÀ 798/3443 4.3 89 227,03 90 232,04 -2,13131 1,00 -1,8314) 1,08 Th Thorium 1,008 2,20 1s¹ -259 / -253 1,-1 Nb Mo Tc Niob Molybdän [Rn367 1750/4788 51,996 [Ar]3d 1890/2640 6,3,2,0 Cr Chrom 42 95,962 -0.20131 1,30 [Krid's 2617/4825 74 183,84 -0,199141 1,40 Duer sa 3410/5457 [3547 Sg Seaborgium 1,11 -1,19151 Pr Praseodym 25 54,938 -1,180121 Pa Protactinium Relative Atommasse in u Elektronegativität (nach Allred/Rochow! Elektronenkonfiguration Schmelz-/Siedetemperatur in °C Oxidationszahlen [Ar]34 1244/2032 häufigste 43 98,906 0,2814) 1,36 Technetium 1,60 -0,440121 [kr] 2172/4877 Mn Fe Co Ni Cu Zn Mangan Eisen Cobalt Nickel Kupfer Zink Bh Bohrium 75 186,21 0,2214) 1,46 [X]41-50²60 3180/5630 [Rn5F67 Nd Neodym Uran 26 55,845 1,66 -0,277121 27 58,933 28 58,693 29 63,546 30 65,38 1,70 -0,257121 1,75 0,340121 1,75 -0,76312) 1,66 [Ar]3d [Ar]3d4² [Ar]3ds 1495/2870 1453/2732 1083/2595 3,2,0 2.1 3,2,0 [Ar]3d 1535/2750 W Re Os Ir Pt Osmium Iridium Platin Wolfram 106 271,13 Rhenium 107 267,13 108 277,15 109 276,15 110 281,16 [Rn]56d7s [Rn1547 [Rn]56d7s [Rn]5f6d7 1132/3930 6543 44 101,07 45 102,91 0,623(3) 1,42 -0,7613) 1,45 59 140,91 60 144,24 61 146,92 -0,96141 1,07 -2,212 [D]6F6² 931/3250 [kr]4d 2310/3900 Ru Ruthenium Hs Hassium 76 190,23 77 192,22 0,68714) 1,52 1,156(3) 1,55 [a]61 50²64² Dealer số hạt 3054/5027 2410/4530 [Kr 1966/3730 1,07 -2,29131 1,07 -2.4712) [Xelars DJ66 1024/3074 931/2730 Rh Pd Rhodium Palladium [Rn]5f6d7 Mt Meitnerium 630/3902 65.4 62 150,36 Pm Sm Promethium Samarium 46 106,42 0,915/2) [Xer 1074/1794 3.2 1,3 [Kra 1554/3140 42,0 78 195,08 1,188121 1.42 ta sẽ bị 1772/3827 4.2.0 [R]517 641/3232 6,54 47 107,87 0,79911 1,42 [Kr]4d5s 962/2163 2,1 1,01 Xa64² 826/1439 3.2 Au Gold 111 280,16 [Ar]3 Ag Cd Silber Cadmium [RmJ5647 Ds Rg Darmstadtium Roentgenium 420/907 200,59 79 196,97 80 1,42 0,860121 ta s [a]61 5d6w -39/357 1064/2908 2.1 48 112,41 -0,40312) 1,46 [kr]4d5 321/765 Gd Gadolinium [Rn]51 667 Cn Copernicium D=66² 1356/3230 4.3 10,81 [Hel2s 2p 2180 B/3650 3 Tb Terbium 5 -0,890(3) Bor 13 26,982 -1,676031 1,47 [Nel3s 3p 660/2467 Np Pu Am Cm Bk Neptunium Plutonium Americium Curium Berkelium 31 69,723 -0,529(3) 1,82 [Ar]30460 30/2403 Ga Gallium 0.204141 12,011 7 2,50 [Hel2s 2p 3750 G/4830 4.2.-4 Kohlenstoff AL Si Aluminium Silicium 81 204,38 -0,336111 1,44 [a]61 586x³6p 303/1457 3,1 14 28,085 -0.909141 32 72,63 -0,034141 2,02 [Ar]366²4² 937/2830 16 15 30,974 32,06 1,74 -0.502131 2,06 0,1441-21 2,44 [Nel3s 3p (Nel3s 3p [N]3s 3p 113/445 B 1412/2355 Ge Germanium 49 114,82 50 118,71 -0,3433 1,49 -0,137121 1.72 (Kred sp 157/2000 Eu 91 231,04 Europium 92 238,05 93 237,05 94 244,06 95 243,06 96 248,07 97 249,08 98 252,08 99 254,09 1,16 -0,834131 1,22 -1,01151 1,22 1,22 -1,95121 -1.2 -2,06131 -1.2 -1,91131 -1,2 -1,99131 -1,2 [RnJ5F6d7s [RnJ5F6d7s [R]57² [n]5f7² [Rn351 7s 1845/4027 986/2950 950/- 8,4 [R]57² 994/2607 1340/3110 840/- [Krds/Sp 2328/2687 4.2 82 -0,125(21 1,55 D36F 58 64²0² 328/1740 Flerovium 14,007 8 3,07 [Hel2s2p -210/-196 NO 1,10 -2.33031 DHDBA 1407/2562 Stickstoff 1474/2720 63 151,96 64 157,25 65 158,93 66 162,50 67 164,93 68 167,26 69 168,93 1,07 -2.80121 1,11 -2,32131 -2,28131 -2,31131 1,10 -2,29131 1,10 -2,32131 1,11 1,11 DelarSd'és 1312/3273 Dy Ho Dysprosium Holmium Phosphor 33 74,922 0,24013 2.20 [Ar]3d 817/615 subl 5,3,-3 In Sn Sb Te Indium Zinn Sauerstoff 15,999 9 18,998 10 20,180 3,50 3,0531-11 4,10 Hel2s 2p [Help Hel2s 2p -219/-183 -220/-188 -249-246 S Schwefel lod Antimon Tellur 207,2 83 208,98 84 209,98 85 210,99 86 222,02 0,317(3) 1,67 <-1,01-2) 1,76 0,25-11 Daj4-56²6060² [a] Sep Da số là do 271/1560 5,3 1,96 302/370 254/962 6,4,2 Hg Tl Pb Bi Po At Rn Thallium Bismut Astat Radon Quecksilber Blei 112 285,17 113 284,18 114 289,19 [Rn56767p [Rn1516477p Polonium 115 288,19 116 292,20 [Rn5/65-75/7p [n]5677 117 (294) 118 (294) [Rn]51677p [Rn]51 6d7s7p Uut Fl Uup Lv Uus Uuo Ununtrium Ununpentium Livermorium Ununseptium Ununoctium 1497/2963 Er Erbium [Ar]3d4 217/485 100 257,1 -2,5121 34 78,96 35 79,904 -0,401-21 2,48 1,0651-1) 2,76 [Ar]364²4² -7/59 As Se Br Kr Arsen Selen Brom Krypton [X] 1545/1947 53 126,90 54 131,29 0,150131 1,82 -0,691-21 2,01 0,536(-1) 2,21 [kr]"sp 114/184 7.5.1 2,40 51 121,76 [Kr]4ds/Sp 631A/1635 5,3,-3 52 127,60 (Kri4d Sp Krip 450/990 6,4-2 101 260,10 -1,2 -2.53121 -1,2 [R]5f7s [Rm35/7 900/- 2 Fluor 17 39,948 35,45 18 1,358(-1) 2,83 3,20 [Nel3s 3p [Nel3s 3p -101/-36 4,0026 Cl Ar Chlor He Helium Tm Yb Thulium Ytterbium Ne Neon 102 259,10 -2,4421 [R]SF*7² Argon 36 83,798 2,96 3,2 [r3² -157/-153 Xe Xenon -2,22131 70 173,05 71 174,97 1,06 -2.30131 [X66² Del d 819/1196 3,2 1663/3395 2,4,6 Die]61-5d"6²6" -711-62 Lu Lutetium 103 262,11 -2,1131 [Rn15d7 Cf Es Fm Md No Lr Californium Einsteinium Fermium. Mendelivium Nobelium Lawrencium @somestudystube Fach: Themen: 30000 lernplan Datum der Klausur : Damit leme ich: Zeitplan: WICHTIG! है Glossar: Fachbegriffe aus der Chemie Das Glossar enthält (so gut wie) alle Fachbegriffe, die man vom Anfangsunterricht der Chemie bis zum Abitur lernt und ist daher für SchülerInnen der Mittelstufe und der gymnasialen Oberstufe (Leistungskurs und Grundkurs) gleichermaßen geeignet. Die Begriffe sind alphabetisch geordnet und möglichst kurz und knapp definiert. Die Definitionen stammen z.T. von mir selbst, z.T. aller- dings auch aus den folgenden Quellen: Wikipedia-Artikel entsprechender Begriffe ● Menrath online: Glossar zum Chemieunterricht der Sekundarstufen I und II: http://www.menrath-online.de/glossarychem.html (Sek I) http://www.menrath-online.de/glossarychem2.html (Sek II) Chemie heute SII, Westermann Verlag, S. 499-504. ● Dieses Glossar ist auch länderübergreifend anwendbar, da die Lehrpläne der einzelnen Bundes- länder und damit die darin gelehrten Inhalte in etwa dieselben sind. abgeschlossenes System: System, in dem weder ein Stoff- noch Energieaustausch mit der Umge- bung stattfindet. absolute Atommasse: Das auf die SI-Einheit Kilogramm bezogene Gewicht eines Atoms, häufig in Unit (u) angegeben. Acetal: Produkt der Reaktion von Aldehyden mit Alkanolen. Addition: Reaktionsart, bei der ein Molekül (gesättigt) an ein weiteres Molekül mit einer Doppel- bindung (ungesättigt) angelagert wird. Die Doppelbindung wird aufgebrochen und es entstehen zwei Einfachbindungen. Affinität: Triebkraft einer chemischen Reaktion. Man unterteilt in Reaktionsaffinität (Bestreben, eine kovalente Bindung einzugehen), Sauerstoffaffinität (Konkurrieren zweier Metallionen um Sauerstoff), Bindungsaffinität (Bindung beruht allein auf elektrostatischer Anziehung der Bin- dungspartner). Es gibt zudem noch die Elektronenaffinität; das ist die Energie, die erforderlich ist, um ein Elektron aus einem negativ geladenen lon zu lösen. Aggregatzustand: Unterschiedliche Zustände eines Stoffes, die man durch Änderung von Druck oder Temperatur ineinander umwandeln kann. Die Aggregatzustände sind fest, flüssig, gasför- mig. aktives Zentrum: Das Zentrum in einem Enzym, das eine chemische Reaktion katalysiert. Aktivierungsenergie: Die Energie, die benötigt wird, um eine chemische Reaktion in Gang zu bringen. Akzeptor: Man unterscheidet zwischen Protonenakzeptor (nimmt Protonen auf) und Elektronen- akzeptor (Oxidationsmittel). Aldose: Zucker mit einer Aldehydgruppe (z. B. Glukose). alkalische Lösung: Lösung mit einem pH größer als 7, enthält mehr Hydroxidionen als Oxoniumi- onen. Alkan: Gesättigte kettenförmige Kohlenwasserstoffe. Alken: Ungesättigte kettenförmige Kohlenwasserstoffe mit Doppelbindungen. Alkin: Ungesättigte Kohlenwasserstoffe mit Dreifachbindungen. Alkohol: Organische Verbindungen mit Hydroxygruppen. Alpha-Helix: Sekundärstruktur bei Proteinen. Die Kette windet sich spiralförmig nach rechts. Aminogruppe: Funktionelle Gruppe mit der Formel -NH₂. Aminosäure: Bifunktionelle Säure mit einer Aminogruppe und einer Carboxygruppe in einem Molekül. amphiphil: Molekül, das sowohl hydrophile als auch hydrophobe Eigenschaften hat (z.B. Tensi- de). Ampholyt: Moleküle oder lonen, die sowohl als Säure als auch als Base fungieren können (z.B. Wasser). Analyse: Zerlegung einer Verbindung in ihre Elemente angeregter Zustand: Zustand, dessen Energie größer als die niedrigst mögliche Energie, d.h. grö- Ber als die Energie im Grundzustand, ist. Anion: Negativ geladenes Teilchen. Anode: Elektrode, an der die Oxidation stattfindet. Bei einem galvanischen Element ist die Anode der Minuspol, bei der Elektrolyse der Pluspol. Anomere: Besondere Form der Diastereomere; Kohlenhydratmoleküle, bei denen sich lediglich die Konfiguration am anomeren Zentrum unterscheidet (alpha bzw. beta). Antiauxochrom: Gruppe mit einem -M- oder -l- Effekt, die die Elektronendichte des Chromo- phors verringert und in Verbindung mit einem Auxochrom zu einem bathochromen Effekt führt. Äquivalenzpunkt: Punkt bei einer Titration, an dem gleiche Mengen an Oxonium- und Hydroxidi- onen vorhanden sind. aromatisches System: Cyclische Moleküle, die nach der Hückel-Regel 4n+2 delokalisierte Elekt- ronen haben. Atom: Kleinstes Teilchen eines Elements; mit chemischen Mitteln nicht mehr teilbar. Atombindung: Auch kovalente oder Elektronenpaarbindung genannt; Zwei Nichtmetallatome werden durch ein oder mehrere gemeinsame Elektronenpaare verbunden. Weitere Möglichkei- ten einer kovalenten Bindung sind Metall- und lonenbindung. Atomkern: Besteht aus Protonen und Neutronen. Atommodell: Veranschaulicht den Aufbau und bestimmte Eigenschaften von Atomen, ist aber kein Abbild der Realität. 99 Autoprotolyse: Dieses Phänomen ist bei Wasser beobachtbar. Dabei reagiert es mit sich selbst zu einem Oxonium- und einem Hydroxidion. Auxochrom: Gegenteil der antiauxochromen Gruppe. Funktionelle Gruppe in Farbstoffmolekü- len, die einen +M-Effekt auf das Chromophor ausüben und damit die Elektronendichte im Chro- mophor vergrößern. Die Folge ist ein bathochromer Effekt. Avogadro-Hypothese: Alle Gase haben bei gleichem Druck und gleicher Temperatur dasselbe Volumen. Azofarbstoff: Farbstoff mit einer Diazo-Gruppe (-N-N-) als zentralem Strukturelement. Daran sind Aromaten, oft mit zusätzlichen Substituenten, gekoppelt. Base: Protonenakzeptor. bathochromer Effekt: Ver des Absorptionsmaximums in den längerwelligen Bereich. Beta-Faltblatt: Sekundärstruktur bei Proteinen. Die Proteinstränge können parallel oder antipa- rallel verlaufen. binäre Verbindung: Verbindung, die aus zwei verschiedenen Elementen besteht (z.B. NH3). Biuretreaktion: Farbreaktion zum Nachweis von Eiweißen. In alkalischer Lösung bildet sich eine CU(II)-Verbindung, dessen Farbe rötlich-violett ist. Brennstoffzelle: Galvanische Zelle, die die chemische Energie, die bei der Reaktion des Brenn- stoffes mit einem Oxidationsmittel entsteht, in elektrische Energie umwandelt. Brönsted-Theorie: Säure-Base-Theorie, nach der Säuren Protonendonatoren, Basen Protonenak- zeptoren sind. Moleküle, die sowohl als Säure als auch als Base fungieren können, nennt man Ampholyt. Eine Protolyse (Reaktion von Säure und Base) ist eine Reaktion, bei der Protonen übertragen werden. Eine Protolysereaktion besteht aus zwei korrespondierenden Säure-Base- Paaren. Brownsche Molekularbewegung: Wärmebewegung von Teilchen in Flüssigkeiten. Carbokation/Carbeniumion: Molekül mit positiv geladenem Kohlenstoffatom. Tritt bei organi- schen Reaktionen (z. B. bei der SN1-Reaktion) als kurzlebige ionische Zwischenstufe auf. Carbonsäure: Molekül mit einer Carboxygruppe (-COOH) als funktionelle Gruppe. Carbonylgruppe: Funktionelle Gruppe (-CHO bzw. -C=O) bei Aldehyden und Ketonen. Carboxy-Gruppe: Funktionelle Gruppe bei Carbonsäuren (-COOH). Sie entsteht z.B. durch die Oxidation einer Carbonylgruppe. Chelat: Komplex, bei dem der Ligand über mehrere Atome an das Zentralatom gebunden ist. chemisches Gleichgewicht: Zustand, bei dem die Gesamtreaktion ruhend erscheint. Die Reaktion verläuft in die Hin- und Rückrichtung. Die Reaktionsgeschwindigkeiten der Hin- und Rückreaktio- nen sind gleich. Im Gleichgewicht findet keine Veränderung des Stoffumsatzes mehr statt. Chiralität: Beschreibt die räumliche Anordnung von Atomen in einem Molekül, bei der die Atome durch keine Symmetrieoperation ineinander überführt werden können. 100 Chromatografie: Trennverfahren, bei dem ein Gemisch mittels einer mobilen Phase (beweglich: Gas, Flüssigkeit) über eine stationäre Phase (unbeweglich: Papier, beschichtete Platte, Säule) geführt wird. Chromophor: Atomgruppe mit delokalisierten Elektronen. Ist der farbgebende Teil einer Verbin- dung bzw. ermöglichst dessen Farbigkeit. delokalisierte Elektronen: Die Elektronen von Mehrfachbindungen verteilen sich über mehr als zwei Atome. Die Delokalisierung kann mittels mesomerer Grenzformeln beschreiben werden. Denaturierung: Irreversible Zerstörung der Tertiärstruktur in einem Protein. Erhitzen, starke pH- Wert-Änderung, Schwermetallionen und andere Einflüsse können diese Veränderung verursa- chen. Dipol: Molekül mit polaren Elektronenpaarbindungen. Asymmetrische Verteilung der Ladung. Es kommen Partialladungen zustande. Disaccharide: Zweifachzucker. Donator: Man unterscheidet zwischen Protonendonator (Base) und Elektronendonator (Redukti- onsmittel). Duroplast: Kunststoffe aus netzartig aufgebauten Makromolekülen. Sie sind auch durch Hitze nicht in ihrer Form veränderbar. Edelgas: Achte Hauptgruppe. Die äußerste Schale ist mit der maximalen Anzahl an Elektronen besetzt. Die Gruppe ist chemisch sehr inert, obgleich einige Edelgasverbindungen (z.B. XeF6) syn- thetisiert werden konnten. Edukt: Ausgangsstoff bei einer chemischen Reaktion. Elastomer: Kautschukähnliche Kunststoffe aus wenig vernetzten Makromolekülen. Elektrochemische Spannungsreihe: Auch Redoxreihe genannt. Ordnet die chemischen Elemente und Verbindungen entsprechend ihrem Standardelektrodenpotenzuial an. Elektrolyse: Die dem galvanischen Element entgegengesetzt ablaufende chemische Reaktion. Es handelt sich um eine durch Strom erzwungene Redoxreaktion. Elektron: Träger negativer Ladung mit kaum Masse. Elektronegativität: Maß für das Bestreben der Elemente, das bindende Elektronenpaar zu sich zu ziehen. Elektrophil: Positiv geladene Verbindung, die mit einem Nukleophil reagiert (,,Elektronenlie- bend"). Elementarreaktion: Reaktion, bei der in einem Schritt aus dem Edukt das Produkt entsteht. Eliminierung: Abspaltung von Atomen oder Atomgruppen aus einem Molekül unter Bildung einer C-C-Doppelbindung. Emulsion: Heterogenes Gemisch einer hydrophilen und einer lipophilen Flüssigkeit (z.B. Milch). Enantiomer: Isomere, die sich wie Bild und Spiegelbild verhalten. 101 endergon: Eine Reaktion, bei der ARG > 0 ist und die daher nicht ablaufen kann. Endotherm: Reaktion, der Wärme zugeführt werden muss (ARH > 0). Enthalpie: Energieinhalt eines Systems. Messbar sind nur Enthalpieänderungen (also ARH). Entropie: Maß für die Unordnung in einem System. Das System strebt bei der Reaktion nach der Zunahme der Entropie. Enzym: Komplexe Eiweißverbindungen, die als Biokatalysatoren jeweils eine bestimmte Reakti- on im Stoffwechsel beschleunigen (Wirkungsspezifität). Aufgrund der Raumstruktur im Bereich des aktiven Zentrums kann durch ein Enzym nur eine Art von Substrat-Molekülen umgesetzt werden (Substratspezifität). Ester-Gruppe: Gruppe, die in einem Ester vorhanden ist (R1-COO-R₂). Ester entstehen durch die Reaktion Säure und Alkohol. exergon: Reaktion mit ARG < 0. Exotherm: Reaktion, bei der Energie, meist in Form von Wärme oder Licht, frei wird (ARH < 0). Fehling-Reaktion: Redoxreaktion mit alkalischer Cu(II)-Lösung. Mit Aldehyden und anderen Re- duktionsmitteln bildet sich rotes Kupfer(1)-oxid. Fett: Ester aus Glycerin und gesättigten oder ungesättigten Fettsäuren. Werden auch Triacylgly- ceride genannt. Fettsäure: Carbonsäure mit einer langen Kohlenstoffkette (ab ca. 16 C-Atomen). Sie können ge- sättigt oder ungesättigt sein. Fischer-Projektion: Darstellung von Molekülen mit Asymmetriezentrum in der Ebene. Aus der Fischer-Projektion leiten sich D- und L-Formen von Stereoisomeren ab. funktionelle Gruppe: Molekülteil, der das Reaktionsverhalten organischer Moleküle bestimmt. Galvanische Zelle: Kombination von zwei Halbzellen mit elektrolytisch leidender Verbindung. gesättigte Kohlenwasserstoffe: Kohlenwasserstoffe, die nur aus C-C-Einfachbindungen bestehen. geschlossenes System: Chemisches System, bei dem zwar ein Wärmeaustausch möglich, ein Stoffaustausch aber ausgeschlossen ist. glykosidische Bindung: Bindung bei Zuckermolekülen, die durch die Reaktion zweier Saccharide in Ringform entsteht. Grundzustand: Zustand kleinstmöglicher Energie eines Elektrons. Harworth-Projektion: Darstellungsform von Zuckern in einem Ring ohne Berücksichtigung der genauen räumlichen Struktur. Hauptgruppenelemente: Dadurch gekennzeichnet, dass ihre Valenzschale mit maximal acht (in der ersten Periode maximal 2) Elektronen besetzt werden kann. Hauptquantenzahl: Energie bzw. Größe des Orbitals. heterogene Katalyse: Katalysator und Substrat befinden sich in unterschiedlichen Phasen. 102 homogene Katalyse: Katalysator und Substrat befinden sich in gleicher Phase. Homologe Reihe: Reihe von Stoffen, die sich über eine allgemeine Summenformel darstellen lässt und bei der ein Stoff dieser Reihe durch ,,Hinzufügen" eines weiteren ,,Kettengliedes" gebil- det wird. Hundsche Regel: Energetisch gleichwertige Orbitale werden zunächst jeweils mit einem Elektron besetzt. Hybridisierung: Mischung (Linearkombination) von Atomorbitalen eines Atoms zu Hybridorbita- len. Hydrolyse: Spaltung einer polaren Elektronenpaarbindung durch Reaktion mit Wasser. Hydrophil: ,,Wasserliebende" Stoffe, also wasserlöslich. Hydrophob: ,,Wasserabweisende" Stoffe, sind also in Wasser unlöslich, damit lipophil. Hydroxy-Gruppe: Gruppe (-OH), die bei Alkoholen vorkommt. Hygroskopisch: Wasseranziehend hypsochromer Effekt: Verschiebung des Absorptionsmaximums in den kürzerwelligen Bereich, auch Blauverschiebung genannt. Indikator: Stoff, der in einem bestimmten pH-Bereich einen bestimmten Farbumschlag zeigt. Es gibt Säure-Base-Indikatoren und Redox-Indikatoren. induktiver Effekt: Elektronenschiebender (+1) oder -ziehender (-1) Effekt, der durch durch elekt- rostatische Induktion durch funktionelle Gruppen entlang einer oder mehrerer chemischer Bin- dungen ausgelöst wird. lon: Geladene Atome, Atomgruppen oder Moleküle. Anionen sind positiv, Kationen negativ gela- den. lonenbindung: Bindung zwischen positiv und negativ geladenen lonen in einem lonengitter (Salz). Die geometrische Anordnung wird vor allem durch das Radienverhältnis bestimmt. Ionisierungsenergie: Energie, die aufgewendet werden muss, um ein Elektron aus einem Atom zu entfernen. isoelektrischer Punkt: pH-Wert einer Aminosäure-Lösung, bei dem die Konzentration der Zwitte- rionen ihr Maximum erreicht / pH-Wert, bei dem die Aminosäure nach außen hin elektrisch neutral geladen ist. Isomerie: Moleküle mit gleicher Summenformel, aber unterschiedlicher Strukturformel. Isotop: Atome mit gleicher Protonenzahl, aber unterschiedlicher Neutronenzahl (z.B. ¹2℃ und 13C). Sie stehen an derselben Stelle im Periodensystem. Katalysator: Stoff, der die Geschwindigkeit einer Reaktion beschleunigt und die Aktivierungs- energie einer chemischen Reaktion herabsetzt. Ein Katalysator liegt nach der Reaktion im ur- sprünglichen Zustand vor. Katalyse: Mit Hilfe eines Katalysators wird der Ablauf einer chemischen Reaktion beschleunigt. Die Reaktion läuft über einen alternativen Reaktionsweg niedrigerer Aktivierungsenergie ab. 103 Kathode: Elektrode, an der die Reduktion stattfindet. Bei einem galvanischen Element ist die Kathode der positiv geladene Pol, bei der Elektrolyse der negativ geladene. Kation: Positiv geladenes Teilchen. Keto-Enol-Tautomerie: Chemisches Gleichgewicht zwischen zwei konstitutionsisomeren Formen (Konstitutionsisomer: Isomerie, bei der die Atome unterschiedlich verknüpft sind) eines Aldehyds oder Ketons. Dabei unterscheiden sich Keto- und Enolform in der Position eines H -Atoms und einer Doppelbindung: Die Ketoform hat eine Ketogruppe (C=O), die Enolform hat eine Hydroxyg- ruppe (C-OH). Ein Beispiel sind Glucose und Fructose: H H-O-C-H C=O R Katalysator: 10-H gestellt. H O H T R Katalysator: 10-H H O=C Ketose: Zuckermolekül mit einer Ketogruppe, z.B. Fructose. Kohlenhydrate: Naturstoffe mit der allgemeinen Formel Cn(H₂O)m. Komplexverbindung: Verbindung mit einem Zentralatom (Metall-Kation) und Molekülen oder Anionen als Liganden. H-C-O-H R Kondensationsreaktion: Verknüpfung zweier funktioneller Gruppen unter Abspaltung eines klei- nen, meist anorganischen Moleküls (z. B. Wasser). konjugierte Doppelbindung: Abwechselnde Reihenfolge con C-C-Einfachbindungen und C=c- Doppelbindungen in einem Molekül. Koordinationszahl: Anzahl von Liganden um ein Zentralatom in einem Komplex. Koordinative Bindung: Auch dative Bindung genannt. Sonderfall der Elektronenpaarbindung. Das Bindungselektronenpaar wird komplett von einem der beiden Reaktionspartner zur Verfügung korrespondierendes Säure-Base-Paar: Säure und Base, die sich in einem H* unterscheiden, z.B. HCI und CIT. Eine Protolysereaktion hat immer zwei korrespondierende Säure-Base-Paare. Korrosion: Eine durch Oxidation verursachte Zerstörung von Metall. Ein bekanntes Beispiel ist Rost. Legierung: Homogener metallischer Werkstoff aus mindestens zwei Elementen. Von diesen muss einer metallisch sein (i.d.R. sind es aber beide). Gemeinsam weisen sie das typische Merkmal einer Metallbindung auf. 104 Lewis-Strukturformel: Strukturformel, in der bindende und nicht-bindende (freie) Elektronen- paare angegeben werden. Ligand: Atom, Molekül oder lon, das sich über eine koordinative Bindung an ein zentrales Metall- kation anlagert. Ligandenaustauschreaktion: An einem Komplex werden Liganden durch andere ersetzt. Oft sind solche Reaktionen mit Farbänderungen verbunden. Lipophil: ,,Fett liebend". Lipophile Stoffe sind in unpolaren Stoffen löslich. Lipophob: ,,Fett abweisend". Lipophobe Stoffe sind in polaren Stoffen gut lösbar und damit hyd- rophil. Lokalelement: Korrosionselement oder Kontaktelement, das mit bloßem Auge kaum zu erkennen ist. Lösungsmittel: Stoff, der Gase, Flüssigkeiten oder Feststoffe lösen oder verdünnen kann, ohne dass es dabei zu chemischen Reaktionen zwischen dem Solvens und dem gelösten Stoff kommt. magnetische Quantenzahl: Quantenzahl, die die räumliche Orientierung der Orbitale angibt. Massenspektrometrie: Verfahren, mit dem man die Masse von Molekülen messen kann. Dabei wird das Molekül (z. B. durch ESI oder MALDI) in die Gasphase überführt und ionisiert, anschlie- Bend fragmentiert. Die t-lonen (die auch Radikale sein können) werden beschleunigt und dem Analysator zugeführt. mesomerer Effekt: Wirkung von funktionellen Gruppen in chemischen Verbindungen. Er wird durch konjugierte Systeme und beeinflusst Reaktionsgeschwindigkeiten, lonengleichgewichte und die Stelle, an der ein Molekül reagiert. Es gibt den +M-Effekt, der bei funktionellen Gruppen mit freiem Elektronenpaar auftritt und die Elektronendichte im konjugierten System erhöht, und den -M-Effekt, der die Elektronendichte verringert und bei Substituenten auftritt, die eine Dop- pel- oder Dreifachbindung haben. Der M-Effekt ist wesentlich stärker als der l-Effekt. Mesomerie: Modell, nach dem die Elektronenverteilung in einem Molekül durch hypothetische Lewis-Formeln (Grenzformeln) beschrieben wird. Keine dieser Formeln entspricht der tatsächli- chen Struktur des Moleküls oder lons, die Wahrheit liegt ,,irgendwo dazwischen". Metallbindung: Bindungsart, die in Metallen und Legierungen auftritt. Sie beruht auf der Bewe- gung delokalisierter Elektronen um die positiv geladenen Atomrümpfe, wodurch die elektrische und Wärmeleitfähigkeit zustande kommt. Molare Masse: Quotient aus Masse und Stoffmenge eines reinen Stoffes. Monomere: Ausgangsstoffe für die Synthese von Makromolekülen. Die Monomermoleküle besit- zen reaktive Gruppen, die eine Reaktion zu Polymeren ermöglichen. Mutarotation: Änderung des Drehwinkels einer optisch aktiven Lösung durch Gleichgewichtsein- stellung zwischen den optischen Isomeren. Nebenquantenzahl: Quantenzahl, die die Form des Orbitals in einem Atom angibt. Neutralisation: Umsetzung äquimolarer Mengen an Säure und Base. Neutron: Ungeladenes Teilchen im Atomkern. Nucleophil: Teilchen (lonen oder Stoffe mit freiem Elektronenpaar), das an positiv geladenen Zentren (z. B. Carbenium-Ionen) angreift. nukleophile Substitution: Reaktionsart, bei der ein Substituent durch einen anderen ersetzt wird. Man unterscheidet zwischen der zweistufigen SN1-Reaktion, bei der man ein racemisches Gemisch beider Enantiomere erhält, und der SN2-Reaktion, die konzertiert und einstufig verläuft (konzertiert bedeutet, dass Bindungsbruch und -knüpfung gleichzeitig geschehen) und die eine Umkehr der Stereoisomerie (Walden-Umkehr) zur Folge hat. 105 offenes System: System, bei dem sowohl ein Stoff- als auch ein Energieaustausch mit der Umge- bung stattfindet. Oktettregel: Für ein Atom in einem Molekül oder mehratomigen lon ist die Summe der Bin- dungselektronen und der freien Elektronen meist acht. Streng gilt diese allerdings nur bis zur dritten Periode. Opferanode: Elektrode aus einem Stück unedlem Metall, das an Geräten und Fahrzeugen zum Schutz von Funktionsteilen aus anderen Metallen (speziell Eisen, Stahl - auch in Stahlbeton - und Messing) gegen Kontaktkorrosion eingesetzt wird. Das Metall ist unedler als das Metall, das ge- gen Korrosion geschützt werden soll, sodass das Metall der Opferanode oxidiert wird. optische Aktivität: Drehung der Schwingungsebene von polarisiertem Licht. Orbital: Bereich der Atomhülle, in dem sich ein Elektron mit einer bestimmten Wahrscheinlich- keit ( >90%) aufhält. Jedes Orbital kann bis zu zwei Elektronen aufnehmen. Orbitalmodell: Nach der Heisenbergschen Unschärferelation lassen sich für Elektronen niemals Geschwindigkeit und Ort genau bestimmen. Man kann daher für die Elektronen in der Atomhülle keine festen Bahnen angeben, sondern nur Aufenthaltswahrscheinlichkeiten. Ordnungszahl: Auch Kernladungszahl genannt. Gibt an, wie viele Protonen das Atom eines Ele- ments im Kern hat. Oxidation: Abgabe von Elektronen bzw. die Erhöhung der Oxidationszahl bei einer Reaktion. Oxidationsmittel: Reaktionspartner bei einer Redoxreaktion, der selbst reduziert wird und zur Oxidation des anderen Reaktionspartners beiträgt. Oxidationszahl: Fiktive Ladung eines Atoms in einer Verbindung. Für die Ermittlung werden die Bindungselektronen jeweils dem elektronegativeren Element zugeordnet. Oxidationszahlen sind ein wichtiges Hilfsmittel zum Aufstellen von Redoxgleichungen. Bei einer Oxidation wird die Oxi- dationszahl eines Atoms durch Elektronenabgabe erhöht, während bei einer Reduktion die Oxi- dationszahl eines Atoms durch Elektronenaufnahme erniedrigt wird. Partialladung: ,,Ladung" in einem Dipol bei einer polaren Bindung. Dem elektronegativeren Ele- ment wird die negative Partialladung zugewiesen. Pauli-Prinzip: In einem Atom gibt es keine zwei Elektronen, die in allen vier Quantenzahlen über- einstimmen. Periode: Gibt im Periodensystem an, wie viele Schalen die Elemente haben bzw., welches Ener- gieniveau = welche Hauptquantenzahl die Elemente besitzen. pH-Optimum: Der pH-Wert eines Biokatalysators, bei dem die Wirkung am höchsten ist. pH-Wert: Negativer dekadischer Logarithmus der Stoffmengenkonzentration der H3O*-Ionen in einer wässrigen Lösung.. polare Atombindung: Elektronenpaarbindung zwischen zwei Elementen, deren Elektronegativi- tätsdifferenz größer als 0,4 ist. Polyaddition: Synthese von Makromolekülen, die auf der Addition an ungesättigte Moleküle be- ruht. 106 Polykondensation: Synthese von Makromolekülen durch Reaktion zwischen funktionellen Grup- pen der Monomere unter Abspaltung kleinerer Moleküle. Polymere: Makromoleküle, die aus sehr vielen kleineren Bausteinen, den Monomeren, aufge- baut sind. Polymerisation: Synthese von Makromolekülen durch Verknüpfung noedermolekularer ungesät- tigter oder ringförmiger Monomere. Primärstruktur: Aminosäuresequenz einer Proteinkette. Primärzelle: Batterie. Kann nach dem Entladen nicht wieder aufgeladen werden. Prinzip von Le Chatelier: Auch Prinzip des kleinsten Zwanges genannt. Ein chemisches Gleichge- wicht verlagert sich bei Einwirkung äußerer Faktoren (Konzentration, Druck, Temperatur) so, dass es dem Zwang ausweicht bzw. die Wirkung des Zwanges möglichst klein hält. Es stellt sich ein neues chemisches Gleichgewicht ein. Produkt: Stoff, der nach der Synthese erhalten wird. Protein: Makromolekularer Naturstoff, in dem zahlreiche Aminosäuremoleküle zu Polypeptidket- ten verknüpft sind. Protolyse: Protonenübertragungsreaktion. Es reagieren ein Protonendonator (Säure) und ein Protonenakzeptor (Base) miteinander. Proton: Positiv geladenes Teilchen im Atomkern. Puffersystem: Ein System, das aus gleichen Stoffmengenkonzentrationen einer Säure und ihrer konjugierten Base besteht. Er puffert einen bestimmten pH-Bereich ab. Die Wirkung des Puffers beruht auf der Umsetzung der durch die Säure bzw. Base zugeführten Oxoniumionen (H3O*) bzw. der Hydroxidionen (OH) zu schwachen Säuren bzw. Basen, die selbst nur wenig zur Bildung von H3O* bzw. OH-Ionen neigen. Quartärstruktur: Höchste Strukturebene von Proteinen. Es lagern sich mehrere Proteinketten zu einer funktionellen Einheit zusammen. Racemat: Gemisch aus zwei Enantiomeren zu gleichen Anteilen. Reaktionsenergie: Energie, die bei einer chemischen Reaktion abgegeben oder aufgenommen wird. Reaktionsenthalpie: Entspricht der bei einer chemischen Reaktion unter konstantem Druck ab- gegebenen (ARH < 0) oder aufgenommenen (ARH > 0) Energie. Reaktionsgeschwindigkeit: Pro Zeiteinheit umgesetzte Stoffmenge von Edukten (Konzentrati- onsänderung pro Zeiteinheit). Die Reaktionsgeschwindigkeit ist abhängig von den Konzentratio- nen, der Temperatur, dem Zerteilungsgrad der Stoffe sowie vom Wirken eines Katalysators. Reaktionsgleichung: Darstellungsform für chemische Reaktionen. Aus ihr gehen Edukte, Produk- te, ihr stöchiometrisches Verhältnis sowie die Reaktionsbedingungen hervor. Redoxpaar: Paar der oxidierten und der reduzierten Form. Eine Redoxreaktion hat zwei Redox- paare. 107 Redoxreaktion: Gleichzeitige Oxidation und Reduktion bei einer chemischen Umsetzung (Elekt- ronenübertragungsreaktion). Reduktion: Elektronenaufnahme bzw. die Erniedrigung der Oxidationszahl bei einer Reaktion. Reduktionsmittel: Reaktionspartner in einer Redoxreaktion, der selbst oxidiert wird und zur Re- duktion des anderen Reaktionspartners beiträgt. Reinstoff: Stoff, der durch physikalische Trennmethoden nicht weiter zerlegt werden kann. relative Atommasse: Die relative Atommasse gibt an, wievielmal größer die Masse eines Atoms als die atomare Masseneinheit ist. Die relative Atommasse eines Elements (zahlenmäßig iden- tisch mit dem Atomgewicht) kann aus dem Periodensystem der Elemente oder aus Tabellen und Tafelwerken abgelesen werden. Als neuer Standard wurde für die atomare Masseneinheit 1/12 der Masse des Kohlenstoffisotops 12C festgelegt. Die Bezeichnung ist 1 u (englisch amu = atomic mass unit). Der Absolutwert der Masseneinheit ergibt sich durch Division der Einheit durch die Avogadrokonstante NA. RGT-Regel: Erhöht man die Temperatur um 10 K, so steigt die Reaktionsgeschwindigkeit auf das Doppelte bis Vierfache. Satz von Hess: Das Produkt kann oftmals über verschiedene Reaktionswege gebildet werden. Der Reaktionsweg hat keinen Einfluss auf die Enthalpie, die bei einer chemischen Reaktion abgege- ben oder aufgenommen wird. Säure: Protonendonator. Seife: Natrium- oder Kaliumsalze der Fettsäuren. Sekundärzelle: Akkumulatoren. Können nach dem Entladen durch Elektrolyse wieder aufgeladen werden. Seliwanow-Probe: Chemischer Nachweis, mit dem Kohlenhydrate in Ketosen oder Aldosen un- terschieden werden können. Zur Durchführung wird eine Zuckerlösung mit wenig Salzsäure an- gesäuert und eine Resorcinlösung hinzugefügt. Die Probe wird in kochendes Wasser gestellt. Ke- tosen spalten unter diesen Bedingungen schnell Wasser ab. Ketohexosen (Monosaccharide mit sechs C-Atomen und einer Ketogruppe, z. B. Fructose) bilden dabei einen Stoff, der mit Resorcin zu einem rötlichen Farbstoff reagiert. Aldosen (Monosaccharide mit einer Aldehydgruppe, z. B. Glucose) gehen diese Reaktion nicht oder nur sehr langsam ein - Glucose kann sich durch die Keto-Enol-Tautomerie in Fructose umwandeln. Spinquantenzahl: Gibt den Eigendrehimpuls eines Elektrons an. Kann die Werte +½ und -½ an- nehmen. Standardbildungsenthalpie: Enthalpie, die bei der Bildung von einem Mol Substanz aus seinen reinen Elementen unter Standardbedingungen freigesetzt oder verbraucht wird. Standardelektrodenpotenzial: Spannung, die bei einer Redoxreaktion des betreffenden Redox- paares mit einer Wasserstoff-Halbzelle (per Definition 0 V) erzeugt wird. stereogenes Zentrum: Auch chirales Zentrum genannt. Kohlenstoffatom, das vier unterschiedli- che Substituenten hat. 108 Stoffgemisch: Gemisch aus zwei oder mehreren Reinstoffen, das durch physikalische Trennver- fahren in seine Reinstoffe zerlegt werden kann. Es gibt homogene und Heterogene Gemische mit Kombinationen der Aggregatzustände flüssig, fest und gasförmig. Stoffmenge: Basisgröße im Internationalen Einheitensystem (SI) und gibt indirekt die Teilchen- zahl einer Stoffportion an. Teilchen können hier Atome, lonen, Moleküle, Formeleinheiten oder auch Elektronen sein. Stoffmengenkonzentration: physikalisch-chemische Größe zur quantitativen Beschreibung der Zusammensetzung von Stoffgemischen/Mischphasen (z. B. Lösungen). Hierbei wird die Stoff- menge einer betrachteten Mischungskomponente auf das Gesamtvolumen der Mischphase be- zogen. Synthese: Umsatz von zwei oder mehr Elementen zu einem (oder mehreren) neuen Stoff(en) mit neuen Eigenschaften. temporärer Dipol: Entsteht bei der Bewegung der Elektronen durch das Atom. Für den Bruchteil einer Sekunde befinden sich auf der einen Seite des Atoms mehr Elektronen als auf der anderen. Dadurch entstehen die van-der-Waals-Kräfte. Tensid: Grenzflächenaktive Substanzen, die aufgrund ihrer Struktur als wasch- und Reinigungs- mittel verwendet werden. Es gibt Anion-Tenside (z.B. Seifen), Kationtenside, nichtionische und zwitterionische Tenside. Tertiärstruktur: Zweithöchste Strukturebene von Proteinen. Sie kommt durch nicht-kovalente Wechselwirkungen der Aminosäure-Seitenketten in einem Protein zustande. Diese als native Struktur bezeichnete Tertiärstruktur geht einher mit der Funktion des Biomoleküls. Thermoplast: Kunststoff, der aus nicht oder wenig verzweigten linearen Makromolekülen aufge- baut ist. Ein Thermoplast ist schmelzbar und können deshalb in der Hitze verarbeitet werden. Titration: Maßanalytisches Verfahren zur Konzentrationsbestimmung mittels einer Maßlösung und einer Bürette. Triphenylmethan-Farbstoffe: Um ein Carbeniumion sind drei Benzolringe (ggf. mit zusätzlichen Substituenten) angeordnet, z.B. Phenolphthalein. Überspannung: Differenz zwischen der Zellspannung und der experimentell ermittelten Zerset- zungsspannung. Ist von den eingesetzten Elektroden abhängig. Übergangszustand: Der Zustand maximaler Energie. Ist diese Energiebarriere überwunden, rea- giert das Molekül spontan weiter zum Produkt. Übergangszustände sind deshalb von extrem kur- zer Dauer und nicht isolierbar. Die für die Reaktion benötigte Energie zum Erreichen des Über- gangszustands wird als Aktivierungsenergie bezeichnet. ungesättigte Kohlenwasserstoffe: Kohlenwasserstoffe mit Doppel- oder Dreifachbindungen. unpolare Atombindung: Elektronenpaarbindung zwischen zwei Elementen, deren Elektronegati- vitätsdifferenz zwischen 0,4 und ca. 1,7 liegt. Valenzelektronen: Elektronen auf der äußersten Schale bzw. dem energetisch höchsten s- und p- Orbital. 109 Van-der-Waals-Kräfte: Schwache Anziehung, die zwischen allen Teilchen wirkt, besonders zwi- schen Teilchen mit großer Polarisierbarkeit und/oder mit stark polaren Bindungen. Wasserstoffbrückenbindung: Starke zwischenmolekulare Wechselwirkungen zwischen polaren Molekülen, die einerseits polar gebundene H-Atome und andererseits Atome mit freiem Elektro- nenpaar (O-, N-, F-Atome) besitzen. Xantoproteinreaktion: Farbreaktion zum Nachweis von Aminosäuren und Proteinen mit aroma- tischem Rest. Zentralatom: Metallkation in einer Komplexverbindung, an das die Liganden koordinativ binden. Zersetzungsspannung: Mindest-Spannung, die zum Betreiben einer Elektrolyse angelegt werden muss. Sie ist größer als die Zellspannung in der galvanischen Zelle. Zwischenstufe: Energiereiche Teilchen, die als kurzlebige Zwischenprodukte in organischen und biochemischen Reaktionen auftreten. Reaktive Zwischenstufen zeichnen sich durch lokale Mini- ma im Reaktionsprofil aus und benötigen für ihre weitere Umsetzung eine sehr geringe Aktivie- rungsenergie. Zwitterion: Molekül, das gleichzeitig eine positive und eine negative Ladung aufweist, z.B. Ami- nosäuren. 110