Chemie Fragenteil - Skript I und Übungsfragen

Elemente bestehen aus extrem kleinen Teilchen, den Atomen. Alle Atome eines Elements sind gleich, und die Elemente verschiedener Elemente sind verschieden.

Prozesse bei denen Atome miteinander verbunden oder voneinander getrennt werden. Dabei werden nie Atome zerstört, neu gebildet oder in andere Atome umgewandelt. (Gesetz der konstanten Proportionen)

Eine chemische Verbindung resultiert aus der Verknüpfung der Atome von zwei oder mehr Elementen. Eine Verbindung enthält immer die gleichen Atomsorten, die in einem festen Mengenverhätnis miteinander verknüpft sind. (Gesetz der multiplen Proportionen)

• Je höher die Ladung q der Elektronen, desto größer ist die Ablenkung im elektrischen bzw. magnetischen Feld.

• Je größer die Masse m der Teilchen, desto geringer ist die Ablenkung

Ein Element ist ein Stoff, der in keine einfacheren Stoffe zerlegt werden kann.

Eine Verbindung entsteht durch das Zusammenfügen von Elementen.

Eine Verbindung besteht immer aus den gleichen Elementen im gleichen Massenverhältnis

Elemente und chemische Verbindungen

Gemische bestehen aus mehreren reinen Stoffen in wechselndem Mängenverhältnis.

Homogene Gemische: Lösungen, Legierungen

Heterogene Gemische: Granit

Isotope sind Atome gleicher Ordnungszahl aber unterschiedlicher Massenzahl

• Zahl der Kernteilchen

• relative Atommasse in u

• Ein mol eines Stoffes enthält 6,0221407 x 10^23 Teilchen (Avogadro-Konstante).

• Herleitung: Ebenso viele Teilchen, wie in 12g des Kohlenstoffisotops 12C6 enthalten sind

• Definition: Menge eines chemisch einheitlichen Stoffes, die seinem Molekulargewicht in Gramm entspricht

• Avogadro-Zahl: 6,02214 x 10^23

• Gibt die Anzahl der Atome in 1 mol eines Stoffes an

• Elektronen umrunden positiven Kern

• Fliehkraft = elektrische Anziehungskraft

• Nur definierte Bahnen erlaubt (Hauptquantenzahl n = 1,2,…)

• Elektronen bewegen sich strahlungsfrei (stehende Welle)

• Bahnänderung: Energieänderung = Sprung von einem auf ein anderes Energieniveau

kugelig

hantelförmig

rosetten-förmig

• Hauptquantenzahl: n = 1

• Nebenquantenzahl: l = 0

• Nebenquantenzahl: l = 1

• Nebenquantenzahl: l = 2

Orbitalmodelle eines Atoms beschreiben die Aufenthaltsräume von Elektronen, in denen sie sich mit hoher Wahrscheinlichkeit aufhalten.

Die Quantenzahlen sind Lösungen der Schrödinger Gleichung

• Hauptquantenzahl n

• Nebenquantenzahl l

• Magnetquantenzahl ml

• Spinquantenzahl ms

Die Hauptquantenzahl beschreibt den Energiezustand des Elektrons

Die Nebenquantenzahl die Elektronen-Unterschale (s-, p-, d-, f-)

Die Magnetquantenzahl beschreibt das Elektronenorbital innerhalb einer Unterschale

Die Spinquantenzahl beschreibt die Richtung der Elektronendrehrichtung

• K-, L-, M-Schale

• Das Pauli-Prinzip beschäftigt sich mit der Eigendrehung von Elektronen (Spin)

• Pauli führt einen weiteren Freiheitsgrad der Elektronen ein, um Molekülspektren zu deuten

+/- 0,5

Pauli-Prinzip: Elektronen eines Atoms können nicht in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen, d.h. zwei Elektronen können zu einem Zeitpunkt nicht die gleichen Kernzustände einnehmen.

Hund´sche Regel: Orbitale einer Unterschale werden so so besetzt, dass die Zahl der Elektronen mit gleicher Spin-Richtung maximal wird.

• Orbitale werden einzeln, mit parallelem Spin besetzt

• Maximale Belegung: 2 Elektronen pro Energie-Niveau

Spin

380nm bis 750nm

Atomspektrum: Die Frequenzfolge, die durch Zerlegung der von Atomen absorbierten elektromagnetischen Strahlung entsteht.

Atome sind die kleinsten Teilchen von Elementen

Atome bestehen aus den Elementarteilchen Elektronen, Protonen und Neutronen.

Die molare Masse ist definiert als die Masse von einem Mol eines Stoffes M = m/n in der Einheit g/mol

Sie beschreiben in mathematischen Modellen Molekülorbitale und Quantenzahlen

• Nach zunehmender Atommasse, somit tauchen Ähnlichkeiten in den Eigenschaften periodisch auf

• Elemente mit ähnlichem Eigenschaften sind übereinander angeordnet

• Teilweise Lücken wegen unentdeckter Elemente

Gruppennummer der Hauptgruppenelemente = Zahl der Valenzelektronen (Nr. der Protonen)

• Sie befüllen d-Unterschalen

• Die Elemente heißen Nebengruppen- bzw. Übergangselemente

• Unten links

• Fr, Rb, Cs, Ba

• Oben rechts

• F, O, C

• Im Hochofen wechseln sich Erz- und Koks-Schichten ab

• Koks liefert Energie durch Verbrennung mit erhitzter Luft und das nötige Reduktionsmittel Kohlenstoffmonoxid

Die direkte Reduktion ist bei Stahl eine Reihe von Verfahren zur Herstellung von Eisen aus Eisenerz durch Reduktion von Eisenoxiden ohne Schmelzen des Metalls.

Die Reduktion von Eisenoxiden durch Kohlenstoffmonoxid und Wasserstoff unter Bildung von CO2 und H2O als Endprodukten wird als indirekte Reduktion bezeichnet.

• Stickstoff 78%

• Sauerstoff 21%

• Argon 0,9%

• CO2, CH4, H20 (sehr geringfügige Anteile)

Expotentiell

• Kurzwellige Sonnenenergie/Sonnenstrahlung tritt in die Atmosphäre ein, wovon 70% von der Erdoberfläche absorbiert werden. Die 30 Prozent der Sonnenstrahlung der Sonnenstrahlung die zurückgeworfen werden, treten als langwellige Strahlung aus der Atmosphäre aus.

• Umso mehr CO2 in der Atmosphäre, desto mehr reflektierte Sonnenstrahlung wird zurückgeworfen = höhere Erderwärmung (auch Wolken können reflektieren)

• Elektronen werden von einer niedrigeren auf eine höhere Schale gehoben und springen dann wieder zurück.

• Wasserdampf (20,6 Grad Celsius)

• CO2 (7,2 Grad Celsius)

• Methan, Ozon, Dickstickstoff-Monoxid (geringfügiger)

• Ionenbindung

• Polare Atombindung

• Atombindung

• Wasserstoffbrücken

• Dipol-Dipol-Kräfte

• Van-der-Waals Kräfte

• Energieerniedrigung durch Überlappen von Orbitalen

• Atome teilen sich Elektronen, um dadurch Edelgaskonfiguration zu erlangen

• Quantenmechanisch: Linearkombination der beiden 1s-Atomorbitale (AO) ergeben ein bindendes und ein anti-bindendes Molekülorbital

• Im Grundzustand besetzen beide Elektronen das bindende Molekülorbital

• Wasserstoff bildet Dimere, da energetisch günstiger. Helium hat keinen Grund ein Dimer zu bilden.

• Der energetische Vorteil des bindenden Orbitals wird durch das antibindende Orbital kompensiert

Ein Dimer ist ein Molekül, das aus zwei Untereinheiten, den Monomeren, besteht.

• Beim Stickstoffmolekül handelt es sich um ein besonders reaktionsträges Molekül, da die Bindung zwischen den beiden N-Molekülen besonders stark ist.

• —> es resultiert eine Sigma- und drei Pi-Bindungen

• Es ist eine Dreichfachbindung: sämtliche 2p-Elektronen gelangen durch die Kombination der Atomorbitale zu Molekülorbitalen in einen energetisch günstigeren Zustand

• Beim Sauerstoffmolekül sind antibindende Molekülorbitale besetzt. Es entsteht eine Doppelbindung

• Es ist weiterhin ein Diradikal (Hund’sche Regel) und paramagnetisch (ungepaarte Elektronen)

Radikale: Atome oder Moleküle mit mindestens einem ungepaarten Elektron

Diradikal: Atome oder Moleküle mit zwei ungepaarten Elektronen

• Elektronegativität: Bestreben eines Atoms Elektronen an sich zu nehmen

• Fluor (F)

• Sauerstoff (O)

• Chlor (Cl)

Nach Edelgaskonfiguration (bedeutet das die äußere Schale vollständig mit Elektronen besetzt ist).

• niedrige Elektronegativität (geben Elektronen ab) = links im Periodensystem

• hohe Elektronegativität (nehmen Elektronen auf) = rechts im Periodensystem

• Anionen = negativ geladene Ionen

• Kationen = positiv geladene Ionen

Kristalle

Unter Partialladung versteht man die unterschiedliche Ladung zweier Bindungspartner.

• Cäsium (Cs)

• Francium (Fr)

• Fluor (F)

Sie sind relativ schwach und haben eine kurze Reichweite.

• Kohlenwasserstoffen

• Kunststoffen

• Tensidfilmen

• flüssigen oder festen Edelgasen

Ab einer Elektronegativitäts-Differenz von 1,8

—> trotzdem gibt es immer einen gewissen Anteil einer Atombindung

• NaCl: 73% Ionenbindung

• CsF: 92% Ionenbindung

Ein Dipolmoment ergibt sich aus räumlich getrennten Ladungen innerhalb eines Moleküls

Durch eine geeigneterer Anordnung dieser

• hydratisieren: Ein Ion ist von Wassermolekülen umgeben.

• solvatisieren: Allgemeiner; ein Ion wird von Lösungsmittelmolekülen umgeben

• Besonders starke Dipol-Dipol-Wechselwirkungen

• Wasserstoff und einem starken elektronegativen Element (meist Sauerstoff)

• Moleküle hängen stärker zusammen

• Verantwortlich für hohen Siedepunkt von Wasser

Dotieren bedeutet das Einbringen von Fremdatomen in einen Halbleiterkristall zu gezielten Veränderung der Leitfähigkeit.

• n-Dotierung: 5 Außenelektronen

• p-Dotierung: 3 Außenelektronen

• Chemische Reaktionen sind im Prinzip umkehrbar

• Nachdem die Edukte teilweise zu den Produkten umgesetzt wurden, treten Rückreaktionen auf.

• Eine Vollständige Umsetzung ist nicht möglich.

• Eine Reaktion verläuft nur bis zum chemischen Gleichgewicht

• Edukte sind Ausgangstoffe

• Produkte sind Stoffe die bei einer Reaktion entstehen

• Exotherme Reaktion: Wärmeenergie wird an die Umgebung abgegeben

• Endotherme Reaktion: Wärmeenergie wird aus der Umgebung aufgenommen

“Wird auf ein System, das sich im chemischen Gleichgewicht befindet, ein Zwang ausgeübt, verschiebt sich die Lage des Gleichgewichtes so, dass die Wirkung des Zwanges minimal wird.”

Eine voll besetzte äußere Schale

• Bestreben eines Atoms Elektronen an sich zu ziehen

• Maß für den ionischen Anteil einer Bindung

Ein Atom hat Valanzelektronen komplett an anderes Atom abgegeben.

Ein Elektron, dass sich in der äußersten Schale eines Atoms befindet.

Die Besetzung erfolgt nach ansteigender Energie. Orbitale niedrigerer Energie werden zuerst besetzt.

• Die verschiedenen Atomspektren der Elemente (außer Wasserstoff)

• Die räumliche Anordnung von Molekülen

Elemente unterscheiden sich durch die Protonenzahl im Kern. Bei Isotopen ist die Protonenzahl im Kern gleich und auch die chemischen Eigenschaften.

Durch das Gleichsetzen von Hin- und Rückreaktion

• Intermolekulare Bindungen: Wasserstoffbrücken, Dipol-Dipol-Bindung

• Intramolekulare Bindungen: Kovalente Bindungen, ionische Bindungen, metallische Bindungen

• Die Verbrennung/Oxidation von H2 verläuft vollständig

• Die Reaktion verläuft stark exotherm

• Die Aktivierungsenergie für die Rückreaktion ist sehr viel größer als die der Hinreaktion

• Bei sehr hohen Temperaturen lässt sich die Rückreaktion beobachten

Das Lölichkeitsprodukt ist ein Maß für die Löslichkeit eines Salzes

In gesättigten Lösungen ergeben die multiplizierten Konzentrationen das Löslichkeitsprodukt

Bei einer Reduktion werden Elektronen aufgenommen = Verringerung der Oxidationszahl

Bei einer Oxidation werden Elektronen abgegeben = Erhöhung der Oxidationszahl

Die Anzahl der aufgenommenen und Anzahl der abgegebenen Elektronen muss identisch sein.

—> Reduktion und Oxidation sind immer in einer Reaktion miteinander gekoppelt

Oxidationszahlen sind die fiktiven Ionenladungen, die sich ergeben, wenn man Elektronenpaare kovalenter Bindungen ganz dem elektronegativeren Atom einer Bindung zuweist.

Um Oxidationszahlen von echten Ionenbindungen abzugrenzen, werden römische Zahlen für ihre Angabe oberhalb des Elements verwendet.

• nur ganzzahlige Werte

• einzelne Atome oder Atome in gleichartigen Elementen haben die Oxidationszahl 0

• die Oxidationszahl eines einatomigen Ions ist identisch mit seiner Ionenladung

• Die Summe der Oxidationszahlen aller Atome eines mehratomigen Ions ist gleich der Ladung dieses Ions. Die Summe der Oxidationszahlen aller Atome eines ungeladenen Moleküls ist 0.

• Fluor hat in allen Verbindungen die Oxidationszahl -I (als Ausnahme: Oxidationszahl F2 = 0)

• Sauerstoff hat meistens die Oxidationszahl -II (Ausnahmen beachten)

• Wasserstoff in Verbindung mit Nichtmetallen hat die Oxidationszahl +I, in Metallhydriden die Oxidationszahl -I

• Alle Edukte und Produkte aufschreiben und ihre Oxidationszahl ermitteln

• Oxidationzahlerhöhung (Oxidation) und Oxidationszahlerniedrigung (Reduktion) ausgleichen

• Die Anzahl der Atome auf beiden Seiten der Gleichung ausgleichen. Die Summe der Ionenladungen auf beiden Seiten durch H+ oder OH Ionen ausgleichen

Eine Disproportionierung ist eine Redoxreaktion, bei der ein Element gleichzeitig oxidiert und reduziert wird und aus einem Element in einer Verbindung zwei Produkte entstehen.

Eine Komproportionierung ist eine Redoxreaktion, bei der zwei Verbindungen eines Atoms unter Bildung von einem Produkt (= eine Oxidationszahl) reagieren, wiederum unter Oxidation und Reduktion des gleichen Elements.

0

Identisch der Ladung des Ions

Summe der Oxidationszahlen aller Atome ist identisch der Ladung

In der Regel +I

In der Regel -II

• Rührkesselreaktor

• Rührkesselkaskade

• Strömungsrohrreaktor

• Schlechte Durchmischung (Totzonen)

• Kurzschlussströmung

• Kanalbildung

• Temperaturgradienten

• Dispersion

• Diffusion

• Stromerzeugung/-Speicherung

• Analytik (z.B. pH-Meter)

• Elektrolyse

• Korrosionsschutz

• Metalle, die sich leicht auflösen lassen, sind unedel.

• Metalle, die nicht von verdünnten Säuren korrodiert werden heißen edel.

• Das Potential einer Halbzelle kann nicht absolut, sondern nur relativ zu einer Vergleichselektrode bestimmt werden.

  (Nullpunkt beliebig wählbar)

Galvanische Elemente wandeln chemische Reaktionsenergie in elektrische Energie um.

Anoden-Prozesse:

• An der Anode gehen Metallatome als Kationen (positiv geladene Ionen) in Lösung.

• Die entstehenden Elektronen verbleiben im Metall der Anode und können einem elektrischen Verbraucher zur Verfügung gestellt werden.

• Positiver Ladungsüberschuss wird durch den Transport von Ionen durch den Stromschlüssel ausgeglichen

Kathoden-Prozesse:

• An der Kathode werden Metallatome aus der Lösung abgeschieden

• Die nötigen Atome kommen aus dem Metall der Kathode und dort von einem elektrischen Verbraucher

• Negativer Ladungsüberschuss wird durch den Transport von (Sulfat) Ionen durch den Stromschlüssel ausgeglichen

• Elektrolyse verläuft entgegengesetzt zu galvanischen Prozessen.

• Die Reaktionsenergie aus einer chemischen Reaktion wird als elektrische Energie bereitgestellt

• Viele Elemente werden durch Elektrolyse aus Salzen gewonnen (z.B. Wasserstoff, Aluminium, Chlor)

• Wasserstoff (geringerer Umfang)

• Aluminium

• Chlor

• Unedle Metalle: negatives Potential

• Edle Metalle: positives Potential; sie können nicht in Säuren unter H2-Einwirkung gelöst werden

• Bei der Stromentnahme fließen Elektronen vom Blei (Minuspol) zum Bleioxid (Pluspol)

• Blei wird dabei zu Pb2+ oxidiert und Bleioxid zu Pb2+ reduziert.

• Die an beiden Elektronen entstandenen Pb2+ Ionen reagieren mit den Säure-Rest-Ionen der Schwefelsäure zu schwerlöslichem, weißem PbSO4, das sich an den Elektroden oder als Bodenkörper absetzt.

• Als Lokalelement bezeichnet man kleine Korrosionsstellen, die mit dem bloßen Auge nicht zu erkennen sind. Sie entstehen dort, wo sich unterschiedliche Metalle berühren und ein Elektrolyt (Feuchtigkeit, in der Regel Wasser) vorhanden ist.

• Schutzschicht aus Metall

• Anorganische Verbindung als Schutzschicht

• Organische Schutzüberzüge

• Kathodischer Korrosionsschutz

• Korrosionsschutzgerechte Gestaltung

• Opferanode

• Fremdspannung

• Eine Säure ist ein sauer schmeckender Stoff

• Eine Säure ist eine Substanz, die unter Bildung von H3O+ Ionen dissoziiert, wenn sie in Wasser gelöst wird.

• Eine Base ist ein seifig schmeckender Stoff

• Eine Base ist eine Substanz, die Hydroxid-Ionen (OH-) enthält oder beim Lösen in Wasser hydratisierte OH- Ionen bildet.

• Die Reaktion zwischen einer Säure und einer Base heißt Neutralisation.

Ein Kation ist ein positiv geladenes Ion.

Die Reaktionsprodukte heißen Salze, ihr Kation stammt von der Säure, ihr Anion von der Base.

Löschkalk ist ein Bestandteil von Mörtel, wobei das Abbinden des Mörtels durch Reaktion des Löschkalks mit Kohlenstoffdioxid aus der Luft unter Bildung von unlöslichem Calciumcarbonat entsteht.

Definition einer Säure

• Eine Säure ist eine Substanz, die Protonen abgeben kann, sie ist ein Protonendonator.

Definition einer Base

• Eine Base kann Protonen aufnehmen, sie ist ein Protonenakzeptor.

Säurestärke

• Die Säurestärke ist die Tendenz, Protonen abzugeben.

Basenstärke

• Die Basenstärke ist die Tendenz, Protonen aufzunehmen.

• Paare, die durch Aufnahme und Abgabe von Protonen zusammengehören, nennt man konjungierte Säuren-Base-Paare.

Ampother bedeutet “auf beiderlei Art”. Ein Stoff ist ampother, wenn dieser auf die ein oder andere Weise reagiert.

Wasser kann sowohl eine Säure als auch eine Base sein. Somit ist Wasser amphoter.

Bei der Autoprotolyse des Wassers versteht man die chemische Gleichgewichtsreaktion, bei der ein Proton von einem auf ein anderes Wassermolekül übertragen wird.

pH-Wert

• Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der Wasserstoffionenkonzentration.

pOH-Wert

• Der pOH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der Hydroxid-Ionenkonzentration

Kw ist das Ionenprodukt des Wassers.

Der pKw-Wert ist der negative dekadische Logarithmus des Ionenprodukts Kw.

• Je stärker eine Säure, desto schwächer ist ihre konjugierte Base und umgekehrt.

• Je stärker eine Base, desto schwächer ist ihre konjugierte Säure.

In Wasser.

Schwache Säuren.

Über den Ks-Wert (Säure-Dissoziationswert) lässt sich die Stärke einer Säure angeben.

Der Piks-Wert ist der negative dekadische Logarithmus des Ks-Werts.

Punkt während der Titration, an dem äquivalente Mengen der Reaktanden zusammengegeben wurden: Die Stoffmenge n (mol) von Säure und Base ist gleich.

Der Neutralpunkt einer Lösung ist immer bei pH = 7 auf der Titrationskurve zu finden. Folglich heißt “neutralisieren” bis zum Neutralpunkt titrieren.

Bis zu vier, da es über vier Valenzelektronen verfügt.

Mögliche Bindungen zwischen Kohlenstoffbindungen:

• Einfachbindung

• Doppelbindung

• Dreifachbindung

• Ringbildungen möglich

Strukturen von Kohlenwasserstoffen:

• Aliphate

• Aromate

• cyclische Verbindungen

• Methan

• Ethan

• Pentan

• Hexan

• Heptan

• Oktan

• Nonan

• Decan

Ringförmige cyclo-Alkane sind eine besondere Art der Alkane.

Beispiele: Cycloprotan und Cyclobutan

Konstitutionsisomere sind Isomere, die dieselbe Summenformel haben, sich aber in ihrem strukturellen Aufbau unterscheiden.

• Verzweigungen ergeben verschiedene Moleküle mit gleicher Summenformel

• Die physikalischen Eigenschaften sind unterschiedlich, wobei die Molmassen identisch sind

Konstitutionsisomere unterscheiden sich in der Reihenfolge der Atome im Molekül.

Iso-Verbindungen haben die gleiche Summenformel, aber einen unterschiedlichen strukturellen Aufbau.

Doppelbindungen lassen sich nicht wie Einfachbindungen frei drehen —> es ergibt sich eine neue Art von Isomerie: cis-trans-Isomerie

Bei den cis-Isomeren liegen die Substituenten auf der selben, bei trans-Isomeren auf der gegenüberliegenden Seite der Doppelbindung.

Ein Substituent ist ein Atom oder eine Atomegruppe, welches in einem Molekül ein Wasserstoffatom ersetzt, dieses also substituiert.

• Alkene besitzen immer mindestens eine C-C-Doppelbindung

• Das einfachste Alken ist Ethen (planar aufgebaut)

Benzol ist ein Plakates Molekül, das trotz seiner drei Mehrfachbindungen relativ reaktionsträge ist.

• ortho-xylol

• meta-xylol

• para-xylol

Das einfachste Alken ist Ethen.

Das einfachste Alkin ist Ethin.

• Alkine besitzen mindestens eine C-C-Dreifachbindung

• Das einfachste Alkin ist Ethin

• Die Bindung ist linear

• Es gibt keine cis-trans-Isomerie

Als Ungesättigte Verbindung bezeichnet man chemische Verbindungen, deren Molekülstruktur Doppel- oder Dreifachbindungen enthält.

• Die Bindungen von Alkanen zeigen in die Ecken eines Tetraeders.

• Die räumliche Anordnung lässt sich nicht mit s- und p-Orbitalen beschreiben

• Orbitale verschmelzen zu Hybridorbitalen

• Ausbildung tetraedisch angeordneter Orbitale, die quantenmechanisch einen Mischzustand zwischen dem s-Orbital und den drei p-Orbitalen darstellt.

• Vier sp3-Hybridorbitale zeigen in Ecken eines Tetraeders

• Drei sp2-Hybridorbitale zeigen in Ecken eines Dreiecks.

• Zwei sp-Hybridorbitale zeigen in entgegengesetzte Richtungen

Drei Kriterien der Chrialität:

1. ein Kohlenstoffatom mit verschiedenen Bindungsnachbarn hat.

2. räumliche Anordnung der Atome weist keine Spiegelsymmetrie auf.

3. räumliche Anordnung der Atome besetzt keine Drehspiegelachse.

Chiralität ist eine Eigenschaft chemischer Verbindungen. Chirale Moleküle können durch Drehen nicht mit ihrem Spiegelbild zur Deckung gebracht werden.

• Alkohole zeichnen sich durch mindestens eine OH-Gruppe aus.

• Es wird unterschieden zwischen primären, sekundären und tertiären Alkoholen.

• Primäre und sekundäre Alkohole lassen sich zu Carbonylverbindungen (Aldehyde und Ketone) oxidieren.

• Endung der Namen: -ol

• Carbonylverbindungen enthalten eine C=0-Gruppe

• Wenn am heterogenen Kohlenstoffatom zwei weitere Kohlenstoffatome anbinden handelt es sich um Ketone (ansonsten Aldehyd)

• Endung der Namen: -on bzw. -al

• Aldehyde lassen sich zur Carbonsäure oxidieren

• Carbonsäuren enthalten eine COOH-Gruppe

• Das Wasserstoffatom ist azid und lässt sich abspalten

• Es bildet sich ein Carboxylat-Ion

• Ameisensäure (Methansäure HCOOH) lässt sich zu Kohlenstoffdioxid oxidieren

• Endung der Namen: -säure

Der Anteil von Stellmitteln in Flüssigwaschmitteln beträgt 2 bis 20 Prozent.

Die CMC ist die Konzentration eines Tensids, oberhalb derer sogenannte Mizellen zu bilden beginnen.

• Adenin

• Thymin

• Guanin

• Cytosin

Chemische Katalyse

• höhere Raum-Zeit- Ausbeuten

• möglicher Einsatz höherer Temperaturen und Drücke zur Beschleunigung der Reaktion

• häufig günstiger im großen Maßstab

Biologische Katalyse

• milde Reaktionsbedingungen

• hohe Selektivität

• komplexe Produkte leicht zugänglich

• Methan CH4

• Ethan C2H6

• Propan C3H8

• Butan C4H10

• Pentan C5H12

• Hexan C6H14

• Heptan C7H16

• Oktan C8H18

Funktionelle Gruppen sind Atomgruppen in organischen Verbindungen, die die Stoffeigenschaften und das Reaktionsverhalten der sie tragenden Verbindungen maßgeblich bestimmen. Verbindungen, die die gleiche funktionelle Gruppe tragen, werden zu Stoffklassen zusammengefasst (Alkohole, Amine, Carbonsäure, etc.).

Die Stoffgruppe der Alkohole zeichnet sich durch eine oder mehrere -OH Gruppen aus, die als funktionelle Gruppe an C-Atome gebundene Wasserstoffatome ersetzen.

Als Tenside (grenzflächenaktive Substanzen) werden Moleküle bezeichnet, die über ein hydrophiles (wasserliebendes) und ein hydrophobes (wassermeidendes) Ende verfügen.

• Vorgehen am Beispiel Ethanol; Summenformel C2H6O —> Atomgewichte von Kohlenstoff (x2), Wasserstoff (x6) und Sauerstoff (x1) zusammenaddieren

• Ergebnis der Addition ist die molare Masse von Ethanol (Atomgewichte können aus dem Periodensystem abgelesen werden).

Hybridisierung nennt man die Kombination verschiedener Atomorbitale (z.B. s-Orbitale und p-Orbitale) zu Hybridorbitalen mit neuer geometrischer Anordnung.

Hybridisierungen von s- und p-Orbitalen : sp3 (Methan, CH4), sp2 (Ethen, C2H4) und sp (Ethin, C2H2).

• Polymerisation von Homopolymeren: Reaktion, bei der ungesättigte Moleküle (z.B. Alkene) sich unter Aufhebung von je einer Doppelbindung zu Makromolekülen verbinden. Bsp. Polyethylen, Polyvinylchlorid, Polystyrol

• Polyaddition: Reaktion, bei der durch Additionsreaktionen Makromoleküle entstehen. Bsp. Polyurethane (Diisocyanat + Diol, Indiz COO-NH-Gruppe im Molekül) Polykondensation: Reaktion, bei der unter Abspaltung von kleinen Molekülen (meist H2O) Makromoleküle entstehen. Bsp. Polyester (Dicarbonsäure + Diol, Indiz COO-Gruppe im Molekül), Polyamide (Dicarbonsäure + Diamin, Indiz CO-NH-Gruppe im Molekül)

• Radikalische Polymerisation

• kationische Polymerisation

• anionische Polymerisation

In allen Fällen beginnt die Polymerbildung mit einer Startreaktion (Kettenstart), bei der je nach Reaktionsmechanismus ein Monomer an ein Radial oder ein Ion angelagert wird. Dessen freies Ende stellt erneut ein Radikal bzw. Ion dar. Nun folgt das Kettenwachstum, bei dem die eigentlichen Polymere entstehen. Hierbei lagern sich weitere Monomere an das radikalische / ionische Ende des Vorgängermonomers an. Der Prozess wird durch eine Abbruchreaktion beendet (Kettenabbruch).

Als Zusatzstoffe kommen in Betracht:

a. Weichmacher: machen Polymere weich und elastisch

b. Stabilisatoren: Schutz gegen die Wirkung von Wärme, UV-Licht, Feuchtigkeit u.ä. auf

die Polymere

c. Gleitmittel: vermindern innere und äußere Reibung

d. Farbmittel: färben

e. Antistatika: erniedrigen den Oberflächenwiderstand bzw. erhöhen der Leitfähigkeit

auf der Oberfläche

f. Flammhemmende Zusätze: verhindern das Entzünden und/oder Weiterbrennen

Der Polymerisierungsgrad bezeichnet die durchschnittliche Anzahl an Monomeren, die in einem Polymolekül enthalten sind. Der Polymerisierungsgrad wird durch experimentelle Bestimmung der Molmasse ermittelt.

Anordnung der Monomere

• Homopolymere: A-A-A-A

• Copolymere:

a) Alternierend A-B-A-B

b) Statistisch A-A-B-A-B-A-B-A-B

c) Blockartig A-A-A-A-B-B-B-B Kettenstruktur: linear, verzweigt, vernetzt

Thermoplaste —> lineare Struktur; durch Erwärmen reversible Verformung möglich

Duroplaste —> starke Vernetzung; nach der Formgebung keine weitere Verformung

Elastomere —> vernetzt, aber nur wenige Vernetzungsstellen; gummiartig

Zusatzstoffe sollten nicht flüchtig sein, ungiftig und umwelttechnisch unbedenklich, farblos oder farbneutral, sich mit dem Polymer oder anderen Zusatzstoffen „vertragen“, geruchs- und geschmacksneutral, lichtstabil und migrationsbeständig sein.