Skript 2. MAR 2012/13

Chemie II
Powerpoint-Folien
und Lösungen
www.ksso.ch
Fachschaft Chemie
Unterlagen Stieger
4 Zwischenmolekulare Kräfte
4.1 Van-der-Waals-Kräfte........................................................................................................... 1
4.2 Dipol-Dipol-Kräfte und Wasserstoffbrücken ..................................................................... 3
4.3 Löslichkeitsverhalten von Molekularverbindungen ......................................................... 7
5 Ionenbindung und metallische Bindung
5.1 Ionenbindung ....................................................................................................................... 8
5.1.1 Edelgasregel ........................................................................................................... 8
5.1.2 Ionenverbindungen (Salze) .................................................................................... 8
5.1.3 Das Ionengitter .....................................................................................................10
5.1.4 Die Gitterenergie und die Reaktionsenthalpie ......................................................13
5.1.5 Eigenschaften von Salzen ....................................................................................14
5.1.6 Redoxreaktionen...................................................................................................16
5.1.7 Salze mit mehratomigen Ionen .............................................................................17
5.1.8 Wasserlöslichkeit von Salzen (Ion-Dipol-Kräfte) ..................................................19
5.1.9 Elektrolyse ............................................................................................................20
5.2. Metallische Bindung ..........................................................................................................22
5.2.1 Das Elektronengasmodell .....................................................................................22
5.2.2 Das Metallgitter .....................................................................................................22
5.2.3 Legierungen ..........................................................................................................24
5.3 Zusammenfassung Haupt- und Nebenvalenzen .............................................................26
6 Organische Chemie
6.1 Einleitung ............................................................................................................................29
6.2 Redoxreaktionen in der organischen Chemie ................................................................33
6.3 Alkohole ..............................................................................................................................34
6.4 Aldehyde und Ketone ........................................................................................................37
6.5 Carbonsäuren .....................................................................................................................40
6.6 Carbonsäureester ..............................................................................................................43
6.7 Fette .....................................................................................................................................47
6.8 Seifen ..................................................................................................................................49
6.9 Fossile Brennstoffe............................................................................................................51
6.10 Alkane, Alkene und Alkine ................................................................................................51
6.11 Kunststoffe .........................................................................................................................57
7 Stöchiometrie und Reaktionsenthalpie
7.1 Soffmengenkonzentration, molares Volumen und Gasgleichung ................................62
7.2 Die Reaktionsenthalpie .....................................................................................................64
Susanna Stieger Tel. 032 677 14 30 E-Mail: s.stieger@gawnet.ch Skript MAR11, 2012/13

4 Zwischenmolekulare Kräfte Seite 1
4 Zwischenmolekulare Kräfte
4.1 Van-der-Waals-Kräfte
Viele Stoffe, die aus unpolaren Molekülen bestehen, begegnen uns als Gase. Kühlt man die Gase
jedoch entsprechend ab, so kondensieren sie zu Flüssigkeiten und erstarren schliesslich zu Feststoffen.
Das weist darauf hin, dass auch zwischen unpolaren Molekülen und zwischen den Atomen
der Edelgase Anziehungskräfte wirken, wenn die Wärmebewegung der Teilchen nicht mehr allzu stark
ist.
In einem Atom oder in einem Atom eines Moleküls bewegen sich die Elektronen innerhalb bestimmter
Räume um den Atomkern. Dabei kann die Ladungsverteilung während ganz kurzer Zeit unsymmetrisch
werden, so dass das Atom resp. Molekül als Dipol mit einem positiven (+) und einem negativen
(-) Pol erscheint. Man nennt diesen kurzlebigen Dipol auch temporären Dipol. Ist in diesem
Moment ein anderes Atom resp. Molekül in der Nähe, wird auch dieses zweite Atom polarisiert.
Elektrostatische Kräfte zwischen solchen temporären Dipolen nennt man Van-der-Waals-Kräfte. Da
die Elektronen ständig in Bewegung sind, ändert sich die Ladungsverteilung in Atomen und Molekülen
fortwährend, so dass diese Anziehungskräfte nur schwach sein können und mit zunehmender
Entfernung der beiden Teilchen sehr stark abnehmen.
Van-der-Waals-Kräfte zwischen Heliumatomen:
Helium-Atom mit symmetrischer
Elektronenwolke
Vorübergehend polarisierte
Helium-Atome
- Die Van-der-Waals-Kräfte sind umso grösser, je grösser die Polarisierbarkeit eines Teilchens ist.
- Die Polarisierbarkeit ist umso grösser, je grösser die Elektronenzahl und die Oberfläche des
Teilchens ist. (Elektronenzahl = Gesamtelektronenzahl, nicht Zahl der Valenzelektronen.)
Der Siedepunkt ist ein Mass für die Stärke der zwischenmolekularen Kräfte.
Je höher der Siedepunkt, desto stärker die zwischenmolekularen Kräfte.
Siedepunkte einiger flüchtiger Stoffe
Elektronen Sdp. Elektronen Sdp. Elektronen Sdp.
F 2 18 -187° He 2 -269° CH 4 10 -164°
Cl 2 34 -34.6° Ne 10 -246° C 2 H 6 18 - 89°
Br 2 70 59° Ar 18 -190° C 3 H 8 26 - 42°
I 2 106 183° Kr 36 -152° C 4 H 10 34 - 0.5°
Aufgaben:
1. Wie lässt sich die Reihenfolge der Siedepunkte bei den Halogenen und den Edelgasen erklären?
2. Warum hat Propan einen tieferen Siedepunkt als Pentan?
3. Benenne folgende Verbindungen und ordne sie nach dem Siedepunkt:

4 Zwischenmolekulare Kräfte Seite 2
Arbeitsblatt: Zwischenmolekulare Kräfte (Kohäsionskräfte, Gitterkräfte)
unpolare Moleküle
polare Moleküle
................................. Dipole ............................. Dipole
ohne H an O, N, F
mit H an O, N, F
nur zusätzlich zusätzlich
………………………………...……………………..…..….
…..……………………………
am schwächsten stärker am stärksten
1)
Unpolare Moleküle
Siedepunkt
68 °C ......................................................................................
......................................................................................
2)
36 °C ......................................................................................
......................................................................................
3)
27 °C ......................................................................................
......................................................................................
4)
10 °C ......................................................................................
......................................................................................
Van-der-Waals-Kräfte sind umso stärker
- je .......................................................................................................................................
.........................................................................................................................................
- je .......................................................................................................................................
.......................................................................................................................................

Temperatur (°C)
4 Zwischenmolekulare Kräfte Seite 3
4.2 Dipol-Dipol-Kräfte und Wasserstoffbrücken
Dipol-Dipol-Kräfte: Die Anziehungskräfte zwischen permanenten Dipolen sind wesentlich stärker als
zwischen temporären Dipolen. Zusätzlich zu den Van-der-Waals-Kräften wirken zwischen permanenten
Dipolen Dipol-Dipol-Kräfte. Dies wird durch einen Vergleich von Sauerstoff (O 2 , 16 Elektronen) und
Methanal (H 2 CO, 16 Elektronen) verdeutlicht.
H H H H
O O O O O O O OC O C O C O C O
H H H H
Kein Dipol, Van-der-Waals-Kräfte
Sdp. -183°C
+ - + -
Dipol, Dipol-Dipol-Kräfte
Sdp. -21°C
Wasserstoffbrücken: Bei den Wasserstoffverbindungen der Elemente aus der vierten Hauptgruppe
steigt die Siedetemperatur entsprechend der stärker werdenden Van-der-Waals-Kräfte mit der Molekülmasse
an. Bei den folgenden Hauptgruppen zeigt aber gerade die Wasserstoffverbindung des
ersten Elementes eine besonders hohe Siedetemperatur. Wären die Eigenschaften regelmässig abgestuft,
so müsste Wasser bei Raumtemperatur ein Gas sein (Siedepunkt ca. – 60°C).
Auch bei vielen anderen Verbindungen, in denen Wasserstoff-Atome
an Sauerstoff-, Stickstoff- oder Fluor-Atome
gebunden sind, treten stärkere Wechselwirkungen auf als
zwischen anderen Dipolmolekülen. Ursache für diese
Eigenschaften sind jeweils Wasserstoffbrücken: Die
besonders stark elektronegativen Atome (F,O,N) ziehen die
Bindungselektronen so weit zu sich heran, dass am
Wasserstoffatom eine hohe positive Partialladung entsteht.
Das stark positivierte Wasserstoff-Atom tritt dann mit einem
benachbarten Molekül in Wechselwirkung, indem es sich
an ein nichtbindendes Elektronenpaar von F,O, oder N
anlagert.
Die Moleküle lagern sich dann zu Schwärmen zusammen, in denen jeweils ein Wasserstoffatom eine
"Brücke" zwischen zwei anderen Atomen bildet. Bei den Wasserstoffbrücken handelt es sich um eine
besonders ausgeprägte Wirkung der Polarität.
Siedepunkte der Nichtmetall-Wasserstoff-Verbindungen
150
100
H 2 O
50
0
-50
-100
HF
NH 3
H 2 S
HCl
PH 3
H 2 Se
AsH 3
HBr
GeH 4
H 2 Te
SbH 3
HI
SnH 4
-150
SiH 4
-200
CH 4

4 Zwischenmolekulare Kräfte Seite 4
- Sind in einem Molekül Wasserstoff-Atome an ein Fluor-, Sauerstoff- oder Stickstoff-Atom gebunden,
so bilden sich Wasserstoffbrücken zu Nachbarmolekülen.
- Die Wasserstoff-Atome nehmen aktiv an Wasserstoffbrücken teil.
- Enthält ein Molekül negativ polarisierte Fluor-, Sauerstoff- oder Stickstoff-Atome, so können ihre
nichtbindenden Elektronenpaare passiv an Wasserstoffbrücken teilnehmen.
Aufgaben:
4. Welche Verbindung hat den höheren Siedepunkt?
O
a)
oder
b) Ethanal oder Kohlenstoffdioxid
c) Ethanol oder Aceton (Propan-2-on)
5. Ordne folgende Verbindungen (mit 24-26 Elektronen) nach ihrem Siedepunkt: Methansäure,
Ethanal, Ethanol, Propan). Welche Kräfte wirken zwischen den Molekülen dieser Verbindungen?
6. Ordne folgende Verbindungen nach ihrem Siedepunkt: Ethansäure, Ethandial, Propan-1-ol,
Propan-2-ol, Butan, 2-Methylpropan
7. Zeichne die H-Brücken, die die Moleküle CH 3 OH und CH 3 COCH 3 und CH 3 NH 2 mit Wassermolekülen
ausbilden können.
Wasser und Eis: Die lockere Struktur von Eis (und damit seine gegenüber flüssigem Wasser
geringere Dichte) ist auf Wasserstoffbrücken zurückzuführen. Eis oder Schneekristalle bilden
sechseckige Muster. Im Gitter des Eises ist jedes Sauerstoff-Atom von vier Wasserstoff-Atomen
umgeben. Mit zwei Wasserstoffatomen ist das Sauerstoffatom über eine Elektronenpaarbindung
verbunden, während zu den beiden etwas weiter entfernten eine Wasserstoffbrücke besteht. Diese
Anordnung gibt ein weitmaschiges Gitter mit durchgängigen Hohlräumen von sechseckigem
Querschnitt. Wegen dieser weiträumigen Struktur besitzt Eis ein grösseres Volumen als Wasser
derselben Masse.
Schmilzt Eis, bricht das Gitter zusammen.
Einzelne Moleküle können in die Hohlräume
eindringen. Es bilden sich Gruppen
(Cluster) von Molekülen, die durch
Wasserstoffbrücken zusammenhalten. Von
0 bis 4°C nimmt die Dichte zu. Bei weiterer
Temperaturerhöhung vergrössern sich die
Abstände zwischen den Molekülen und
Wasser dehnt sich wie die meisten
Flüssigkeiten aus.
Wassermolekül
H-Brücke
Draufsicht
Die Wasserstoffbrücken sind auch verantwortlich für die grosse Oberflächenspannung des Wassers.
Die anziehenden Kräfte sind besonders ausgeprägt an Grenzflächen (z.B. Wasser-Luft), da hier
Wassermoleküle einseitig nach innen gezogen werden. Die Grenzfläche ist somit gespannt. Dank der
Oberflächenspannung können auf einer Wasseroberfläche sogar Gegenstände schwimmen, die eine
grössere Dichte besitzen als das Wasser. Zudem nehmen Wassertropfen Kugelform an um die
Oberfläche zu minimieren. Sogenannt waschaktive Substanzen (Seife, Waschmittel) lagern sich an
der Grenzfläche zwischen Wasser und Luft an und vermindern dadurch die Oberflächenspannung.

4 Zwischenmolekulare Kräfte Seite 5
Arbeitsblatt: Wasser – ein besonderer Stoff
Versuch 1:
Gib einen Würfel festes Oel in flüssiges Oel und einen Würfel Eis in Wasser.
Welcher Stoff verhält sich normal, welcher ungewöhnlich? Erkläre im Teilchenmodell.
....................................................................................................................................................................
....................................................................................................................................................................
1020
1000
Dichte (kg/m 3)
980
960
940
920
900
-20 0 20 40 60 80 100
Temperatur (°C)
Temperatur (°C) 0°C
fest
0°C
flüssig
4°C
flüssig
95°C
flüssig
Dichte (kg/m 3 ) 916.8 999.8 1000 961.9
Vorgang a) ......................... b) ........................... c) ............................
Aufgabe 1:
Wie lassen sich die Dichteänderungen von Eis zu Wasser, sowie von Wasser zwischen 0°C und 4°C
bzw. zwischen 4°C und 95°C erklären?
............................................................................................................ ................. .....................................
................................................................................................................................ ................. .................
...................................................................................................................... ................. ...........................
................................................................................................................................ ................. .................

4 Zwischenmolekulare Kräfte Seite 6
Aufgabe 2:
- Welche Auswirkungen hat die Dichteanomalie des Wassers in Seen im Laufe der Jahreszeiten?
- Wieso gefrieren tiefe Gewässer auch in strengen Wintern nicht bis auf den Grund?
Sommer Herbst und Frühling Winter
Versuch 2:
Eine Kristallisierschale wird mit Wasser gefüllt.
Eine leicht eingefettete Rasierklinge wird mit zwei Büroklammern
beladen und vorsichtig auf die Wasseroberfläche gelegt.
Wie lassen sich die Beobachtungen bei Versuch 2 erklären?
Ein Molekül im Innern wird .......................................................................................................................
........................................................................... .............. .........................................................................
Ein Molekül an der Oberfläche erfährt ............................ ............. ............................................................
Wasser verhält sich, als hätte es eine .................................................. ....................................................
Die Oberflächenspannung einer Flüssigkeit ist umso grösser, je ...................................................
........................................................................... ....................................... ........................................
Die grosse Oberflächenspannung des Wassers bewirkt, dass
............................................................................................................ ................. .....................................
...................................................................................................................... ................. ...........................
................................................................................................................................ ................. .................
Versuch 3:
- Bestreue die Oberfläche des Wassers mit dem "Rasierklingenboot" aus Versuch 2 mit etwas
Lycopodiumpulver und tauche vorsichtig ein Stück Seife ein.
- Beobachte das Verhalten des Lycopodiumpulvers und der Rasierklinge.
O
C
Seifeanion
O

4 Zwischenmolekulare Kräfte Seite 7
4.3 Löslichkeitsverhalten von Molekularverbindungen
Molekularverbindungen sind wasserlöslich, wenn ihre Moleküle mit Wassermolekülen Wasserstoffbrücken
ausbilden können. Ist dies nicht der Fall oder enthält ihr unpolarer Teil mehr als 3 C-Atome, so
werden die Moleküle aus dem Wasserverband gedrängt, weil sich die Wassermoleküle, die untereinander
starke Wasserstoffbrücken ausbilden, zusammen lagern und die anderen Moleküle verdrängen.
Generell gilt für die Löslichkeit von Stoffen folgende Regel: "Gleiches löst sich in Gleichem."
- Polare Stoffe lösen sich in polaren Lösungsmitteln.
- Unpolare Stoffe lösen sich in unpolaren Lösungsmitteln.
Aufgaben:
8. Unter welchen Bedingungen ist eine Molekularverbindung wasserlöslich?
9. Welche der nachfolgenden Molekularverbindungen sind schlecht wasserlöslich?
Ethan, Heptanol, Cyclopentan, Methanol, Trichlormethan, 1-Chlorbutan, Propanol, Propanal?
10. Welche Molekularverbindungen aus den Blöcken A und B sind miteinander mischbar? Gib an,
welche Kräfte zwischen A……….A, B……….B und A……….B wirken.
A
B
Octan Benzol Methanol
Wasser
Aceton
Cyclohexan

5 Ionenbindung und metallische Bindung Seite 8
5 Ionenbindung und metallische Bindung
5.1 Ionenbindung
5.1.1 Edelgasregel
Bis 1964 nahm man an, dass Edelgase keine Verbindungen eingehen können, und auch heute sind
nur wenige Edelgasverbindungen bekannt. Die Elektronenkonfiguration der Edelgase mit vier doppelt
besetzten Elektronenwolken (d.h. vollständig besetzten s- und p-Orbitalen) stellt also einen besonders
stabilen, energiearmen Zustand dar.
Auch bei Ionen findet man häufig eine Elektronenverteilung, die der von Edelgas-Atomen entspricht.
Man spricht deshalb von der Edelgasregel oder Oktettregel:
- Metalle haben nur wenige Valenzelektronen. Sie erreichen einen beständigen Zustand durch
Abgabe aller Aussenelektronen. Dadurch entstehen positiv geladene Atomrümpfe.
Positiv geladene Ionen nennt man Kationen.
Beispiel: Mg Mg 2+ + 2 e –
- Nichtmetalle erreichen beständige Elektronenanordnungen durch Aufnahme von Elektronen, bis
die Elektronenkonfiguration des nächsthöheren Edelgases erreicht ist.
Die entstehenden negativ geladenen Ionen nennt man Anionen.
Beispiel: Cl + e – Cl –
- Bei Halbmetallen ist beides möglich. Meistens gilt die stufenförmige Trennungslinie: was links
steht, verhält sich wie ein Metall-Atom, was rechts steht, wie ein Nichtmetall-Atom.
5.1.2 Ionenverbindungen (Salze)
Experiment: Chlorgas wird über erhitztes Natrium geleitet.
Skizziere die Versuchsanordnung. Wie können die gemachten Beobachtungen
interpretiert werden?
Der Stoff Kochsalz ist elektrisch neutral (ungeladen), obschon er aus Ionen besteht.
Daher müssen gleich viele einfach positive Na + -Ionen wie einfach negative Cl - -Ionen vorliegen
(Ladungssumme = 0). Das kleinste ganzzahlige Verhältnis dieser Ionen ist also 1:1. Daher gibt man
dem Kochsalz die chemische Formel NaCl und spricht von Natriumchlorid. Mit Natriumchlorid ist also
kein Teilchen gemeint.
Für Ionenverbindungen gilt das Gesetz der Ladungsneutralität: Ionenverbindungen sind elektrisch
neutral.
Setzt man Ca (elementares Calcium) mit Chlorgas um, so entsteht eine Ionenverbindung mit den
2-fach positiven Ca 2+ -Ionen (Calciumionen) und den einfach negativen Cl - -Ionen:
Ca + 2 Cl Ca 2+ + 2 Cl –
Um das Gesetz der Ladungsneutralität zu erfüllen, müssen in diesem Fall auf ein Ca 2+ -Ion zwei Cl - -
Ionen entfallen, d.h. das kleinste ganzzahlige Verhältnis muss 1:2 sein. Aus diesem Grunde hat der
Stoff Calciumchlorid die Formel CaCl 2 (der Index 1 wird nicht geschrieben).
Auch bei anderen Reaktionen von Metallen mit Nichtmetallen entstehen Verbindungen, die wie
Kochsalz aus Ionen aufgebaut sind. Solche Ionenverbindungen bezeichnet man allgemein als Salze.

5 Ionenbindung und metallische Bindung Seite 9
Ionenbildung
Darstellung im Schalenmodell:
+ +
Darstellung im Kugelwolken-Modell:
Na + Cl Na + Cl
+
–
Natrium-Atom + Chlor-Atom Natrium-Ion + Chlorid-Ion
Metall-Atom + Nichtmetall- Kation + Anion
Atom
Salz, Ionenverbindung
Metalle
Atomradius grösser als Kationenradius
Nichtmetalle
Anionenradius grösser als Atomradius

5 Ionenbindung und metallische Bindung Seite 10
Benennung von Salzen (Ionenverbindungen):
- Der Name von Salzen setzt sich aus dem Namen des Kations und dem Namen des Anions
zusammen.
- Dabei wird der Name des Kations vom Elementnamen übernommen.
Bei Kationen von Nebengruppenelementen wird zusätzlich die Ionenladung in Klammern mit
römischen Ziffern angegeben.
Beispiel: Für ein Salz mit Fe 2+ -Ionen wird im Namen Eisen(II) geschrieben.
- Allgemein enden die Namen der negativ geladenen, einatomigen Ionen aus Nichtmetallen auf -id.
Benenne folgende Nichtmetall-Ionen:
F - .......................................... O 2- .......................................... N 3- ..........................................
Cl - .......................................... S 2- .......................................... P 3- ..........................................
Br - .......................................... Se 2- .......................................... C 4- ..........................................
I - .......................................... Te 2- .......................................... H - ..........................................
Aufgaben
1. Bilde Verbindungen aus: K und S, Ca und P, Ge und O
Mg und O, Al und O, Na und N
Aus welchen Ionen bestehen diese Salze, wie lauten die Formeln und die Namen?
2. Gib an, wie die Formel der folgenden Salze lautet und aus welchen Ionen sie bestehen:
Indiumsulfid, Silber(I)-sulfid, Eisen(III)-chlorid, Eisen(III)-oxid, Kupfer(I)-sulfid
5.1.3 Das Ionengitter
Die Ionen einer Ionenverbindung (Salz) halten wegen den anziehenden elektrostatischen Kräften
zwischen den positiven und den negativen Ionen zusammen. Diese Kräfte nennt man Ionenbindung.
Einatomige Ionen der Hauptgruppenelemente kann man sich kugelförmig vorstellen. Da die von den
Ionen ausgehenden Kräfte räumlich allseitig wirken, wird sich ein positiv geladenes Ion mit möglichst
vielen negativ geladenen Ionen zu umgeben suchen und umgekehrt. Es kommt deshalb zur Bildung
eines Ionengitters, d.h. eines Kristallgitters mit Ionen als Bausteinen.
In einem Ionengitter sind die Kationen allseitig von Anionen umgeben, und Anionen haben nur
Kationen als nächste Nachbarn. Die Packung ist dabei so dicht wie möglich.
Anordnung der Ionen im festen Kochsalz.
grosse Kugeln = Chlorid-Ionen
kleine Kugeln = Natrium-Ionen

5 Ionenbindung und metallische Bindung Seite 11
Die Struktur des Ionengitters (Gittergeometrie) hängt vor allem vom Verhältnis der Ionenradien von
Kationen und Anionen ab. Wenn der Anionenradius so gross wird, dass sich Kationen und Anionen
bei einem bestimmten Gittertyp nicht mehr berühren können, kristallisiert das Salz im Gittertyp mit
einer tieferen Koordinationszahl. Für 1:1-Ionenkristalle werden folgende Gittertypen gefunden:
Name Zinksulfid-Typ Natriumchlorid-Typ Cäsiumchlorid-Typ
r K / r A < 0.41 0.41 bis 0.73 > 0.73
Koordinationszahl 4 6 8
Struktur Tetraeder Oktaeder Würfel
Zinksulfidgitter Natriumchloridgitter Cäsiumchloridgitter
= Zn 2+ = S 2- = Na + = Cl -
= Cs + = Cl -
Die Koordinatonszahl (KZ) gibt die Zahl der nächsten Nachbarn eines Teilchens an.
In einem Ionengitter herrscht ein hochgeordneter Zustand der Ionen. Generell nennt man Feststoffe
mit Gitterbau, d.h. einem hochgeordneten Zustand der kleinsten Teilchen (Fernordnung) Kristalle.
Aufgabe
3 Berechne mit Hilfe der Ionenradien, welcher Gittertyp bei CsI und MgO vorliegt?
4. Berechne den Abstand zwischen den Anionen für Natriumchlorid und für Natriumiodid.
(Beide Kristallisieren im NaCl-Gitter.)
5. Das Salz KX kristallisiert NaCl-Gittertyp. Der Abstand zwischen den Anionen beträgt 73.3 pm,
Anionen und Kationen berühren sich. Um welches Element handelt es sich bei X? Rechne!

5 Ionenbindung und metallische Bindung Seite 12
Arbeitsblatt zur Berechnung des kritischen Radienverhältnisses für den NaCl-Typ
- energetisch günstig
- schwache Abstossung
zwischen Anionen
- starke Anziehung zwischen
Anionen und Kationen
- Grenzfall
- Abstossung zwischen
Anionen
- Anziehung zwischen
Anionen und Kationen
- energetisch ungünstig
- starke Abstossung
zwischen Anionen
- schwache Anziehung zwischen
Anionen und Kationen
Kennt man das Verhältnis der Ionenradien von Kation r K und Anion r A , so lässt sich in vielen Fällen der
Gittertyp des Kristalls voraussagen. Für die Berechnung des kritischen Radienverhältnisses r K : r A , das
die unterste Grenze für einen bestimmten Gittertyp darstellt, geht man von folgenden Annahmen aus:
- Ionen sind starre Kugeln mit genau definiertem Radius (r K und r A )
- Anionen und Kationen müssen sich berühren, Anionen dürfen sich gerade berühren (Grenzfall)
Zeige durch Rechnung, dass das kritische
Verhältnis
für den NaCl-Typ
......................................................................................................................................................................................................
......................................................................................................................................................................................................
......................................................................................................................................................................................................
......................................................................................................................................................................................................
......................................................................................................................................................................................................
......................................................................................................................................................................................................

5 Ionenbindung und metallische Bindung Seite 13
5.1.4 Die Gitterenergie und die Reaktionsenthalpie
Die Reaktion von Natrium mit Chlorgas erfolgt unter Aussendung von Licht und Wärme. Bei der
Bildung von Natriumchlorid wird also Energie freigesetzt.
Natrium-Atomverband
Chlor-Moleküle
Energiezufuhr
Energiezufuhr
Natriumatome
Natrium-Atome
1 Elektron
Chlor-Atome
Chloratome
Energiezufuhr
Natrium-Ion
Chlorid-Ion
Energieabgabe
Natriumchlorid-
Ionenverband
Um isolierte Natrium-Atome aus dem Atomverband des festen Natriums zu erhalten, muss Energie zugeführt
werden, ebenso zur Spaltung der Chlor-Moleküle. Auch für die Bildung der Na + -Ionen aus Natrium
muss Energie aufgewendet werden.
Bei der Bildung des Ionengitters aus den einzelnen Ionen wird aber sehr viel Energie frei. Diese Energie
wird als Gitterenergie bezeichnet. Sie ist die Ursache dafür, dass bei der Reaktion von Natrium und
Chlor insgesamt Energie freigesetzt wird. Die Gitterenergie ist die Ursache der grossen Energiefreisetzung
bei vielen Reaktionen von Metallen mit Nichtmetallen. Je grösser die elektrostatischen
Anziehungkräfte (Gitterkräfte) zwischen den Ionen eines Salzes sind, desto grösser ist die Gitterenergie
Die Summe der bei all diesen Reaktionsschritten aufgenommenen und freigesetzten Energien bezeichnet
man als Reaktionsenthalpie H.
6. a) Berechne die Reaktionsenthalpie für die Bildung von 1 mol NaCl aus den Elementen Na und Cl 2 .
b) Berechne die Reaktionsenthalpie für die Bildung von 3 mol Magnesiumoxid.
7. Berechne die Reaktionsenthalpie für die Bildung von 50 g Rubidiumbromid.
8. a) Die Reaktionsenthalpie für die Bildung von 1 mol Aluminiumoxid beträgt -1610 kJ, die Gitterenergie
für 1 mol Aluminiumoxid - 15200 kJ. Berechne die Sublimationsenergie von Aluminium.
b) Die Reaktionsenthalpie für die Bildung von 1 mol Aluminiumfluorid -1610 kJ. Berechne die
Gitterenergie von Aluminiumfluorid.

5 Ionenbindung und metallische Bindung Seite 14
5.1.5 Eigenschaften von Salzen
Salze sind meist hart und spröde.
Dies kann dadurch erklärt werden, dass bei
Verschiebung der Schichten um den Durchmesser
eines Ions die Abstossungskräfte überwiegen.
Ionen gleicher Ladung, die sich gegenseitig
abstossen, müssen aneinander vorbeigleiten: das
Ionengitter bricht.
Name des Salzes Formel Schmelz-
Bleibromid PbBr 2 373
Bleichlorid PbCl 2 501
Kupferchlorid CuCl 2 620
Kaliumchlorid KCl 770
Natriumchlorid NaCl 801
Bleisulfid PbS 1114
Kupferoxid CuO 1336
Aluminiumoxid Al 2O 3 2045
Calciumoxid CaO 2570
Magnesiumoxid MgO 2802
temperatur (°C)
Salze haben eine hohe Schmelztemperatur.
Die hohe Schmelztemperatur ist dadurch zu
erklären, dass die einzelnen Ionen im Gitter
durch die Anziehungskräfte der sie umgebenden
Ionen sehr stark gebunden sind.
Salze weisen im festen Zustand keine elektrische Leitfähigkeit auf, da die Ionen aufgrund der
Ionenbindung auf ihren Gitterplätzen festgehalten werden. Erst durch Wärmezufuhr schwingen die
Ionen immer stärker um ihre Gitterplätze. Bei hohen Temperaturen verlassen sie ihre Plätze, das
Gitter bricht zusammen.
Die Schmelze enthält freibewegliche Ionen, die den elektrischen Strom leiten.
Auch beim Lösen eines Salzes im Wasser bricht das Gitter zusammen. Die freibeweglichen Ionen sind
von Wassermolekülen umhüllt. Salzlösungen leiten den elektrischen Strom.
Aufgaben
9. Ordne die Salze Strontiumsulfid, Strontiumchlorid und Strontiumoxid nach ihrem Schmelzpunkt
und begründe sorgfältig.
10. Strom wird durch eine Bariumbromid-Lösung geleitet. Was geschieht an der Anode und an der
Kathode?

6 Ionenbindung und metallische Bindung Seite 15
Arbeitsblatt zu den Eigenschaften von Salzen
Der Schmelzpunkt von Salzen ist um so höher, ..................................................................................
Abschätzungen zur Stärke der Gitterkräfte können mit Hilfe des .............................................................
gemacht werden.
- Die Gitterkräfte sind um so stärker, je ......................................................................................................
- Die Gitterkräfte sind um so stärker, je ......................................................................................................
Setze die fehlenden Werte ein.
Salz Ionen Ionenladung Abstand Schmelzpunkt
NaCl 801°C
KCl 770°C
CaO 2570°C
NaF 992°C
NaCl hat den höheren Schmelzpunkt als KCl, weil ........................................................................................
CaO hat den höheren Schmelzpunkt als NaF, weil .......................................................................................
Die Ionenladung hat einen ............................... Einfluss auf den Schmelzpunkt als die Ionengrösse.
Elektrische Leitfähigkeit
Fliessende elektrische Ladung wird als elektrischer Strom bezeichnet.
- In Metallen sowie in Graphit fliessen ........................................................................................................
Diese Stoffe verändern sich bei Stromdurchgang nicht.
- In Salzlösungen und Salzschmelzen wandern ........................... Die ................................ wandern
zur Anode (+Pol) und ........................................................................ Die ................................
wandern zur Kathode (-Pol) und ..............................................................................................................
Salzlösungen und Salzschmelzen zersetzen sich also bei Stromdurchgang.
+Pol
-Pol
Metalldraht
NaCl-Schmelze
(> 801 °C)
Elektrode

5 Ionenbindung und metallische Bindung Seite 16
5.1.6 Redoxreaktionen
Lavoisier (1743 - 1794) führte für die chemische Umsetzung von Elementen mit Sauerstoff (Oxygenum)
den Begriff "Oxidation" ein. Der Begriff "Reduktion" wurde für die Abspaltung von Sauerstoff aus einer
Verbindung verwendet.
Heute werden Reaktionen, bei denen Elektronenübergänge stattfinden, als Redoxreaktionen bezeichnet.
Im Wort "Redox" stecken die Begriffe "Oxidation" und "Reduktion". Sie werden wie folgt definiert:
Oxidation = Elektronenabgabe
Reduktion = Elektronenaufnahme
In einer Redoxreaktion bezeichnet man den Reaktionspartner, der Elektronen aufnimmt als Oxidator oder
Oxidationsmittel. Das Teilchen, das an den Oxidator Elektronen verliert, wird oxidiert.
Den Reaktionspartner, der Elektronen abgibt, bezeichnet man als Reduktor oder Reduktionsmittel. Das
Teilchen, das vom Reduktor Elektronen aufnimmt, wird reduziert.
Für Metalle gilt:
Der Oxidator wird reduziert, der Reduktor oxidiert.
- Je leichter ein Metall oxidiert wird (d.h. je leichter es Elektronen abgibt), desto unedler ist das Metall.
- Je schwerer ein Metall oxidiert wird (d.h. je schwerer es Elektronen abgibt), desto edler ist das Metall.
Wichtig:
- In jeder Redoxreaktion finden Oxidation und Reduktion gleichzeitig statt.
- Die Summe der abgegebenen Elektronen ist immer gleich der Summe der aufgenommenen
Elektronen.
Jede Redoxreaktion lässt sich durch eine Redoxgleichung beschreiben, die in eine Oxidationsgleichung
und eine Reduktionsgleichung zerlegt werden kann.
Oxidationsgleichung: Al Al 3+ + 3 e –
Reduktionsgleichung: Br + 1 e – Br – x 3
Redoxgleichung Al + 3 Br Al 3+ + 3 Br –
Reaktionsgleichung Al + 1½ Br 2
oder
2 Al + 3 Br 2
AlBr 3
2 AlBr 3
Aufgabe:
11. Formuliere Oxidations-, Reduktions-, Redox- und Reaktionsgleichung für die Reaktion von:
a) Magnesium mit Brom
b) Aluminium mit Sauerstoff
c) Kalium mit Schwefel
d) Calcium und Stickstoff
12. Schwarz angelaufenes Silber enthält einen Belag von Silber(I)-sulfid. Es kann gereinigt werden, wenn
es in heissem Salzwasser mit einer Aluminiumfolie umwickelt wird.
Dabei findet folgende Reaktion statt:
Silber(I)-sulfid + Aluminium
Silber + Aluminiumsulfid.
a) Formuliere die Reaktionsgleichung mit Formeln.
b) Zerlege die Salze in die Ionen.
c) Formuliere die Oxidations- und die Reduktionsgleichung.

5 Ionenbindung und metallische Bindung Seite 17
5.1.7 Salze mit mehratomigen Ionen
Gemäss unserer Modellvorstellung entstehen Elektronenpaarbindungen, indem Einzelelektronen von
Atomen bindende Elektronenpaare zwischen den Atomen ausbilden. So gehen O- und S-Atome
normalerweise zwei Bindungen ein. Es existieren aber auch Stoffe mit Molekülen oder Ionen, die wir
mit diesem Modell nicht erklären und deren Existenz wir nicht vorhersagen können. Durch eine
Erweiterung unserer Modellvorstellungen mit nachfolgenden Regeln, können wir bei bekannter
Summenformel dennoch die Lewis-Formel und die räumliche Struktur solcher Teilchen ermitteln.
Mehratomige Ionen
Das Salz CaSO 4 (Calciumsulfat) besteht aus Ca 2+ und SO 4 2 -Ionen. SO 4 2 ist ein mehratomiges Ion,
das als Ganzes eine elektrische Ladung trägt, die nicht einem bestimmten Atom zugeordnet werden
kann. Die Atome im SO 4 2 -Ion sind über gemeinsame Elektronenpaare miteinander verbunden. Der
Bau des Sulfat-Ions kann mit den folgenden Regeln vorausgesagt werden:
Lewis-Formel: - Sehr oft gilt für Atomverbände das Symmetrieprinzip.
Das Schwefel-Atom wird also von vier Sauerstoff-
Atomen umgeben.
- Die Gesamtzahl der Aussenelektronen im Sulfat-Ion
beträgt 32, dies entspricht 16 Elektronenpaaren.
Diese 16 Elektronenpaare müssen so verteilt werden,
dass für alle Atome die Oktettregel erfüllt ist. Jedes
Atom muss also von vier Elektronenpaaren (egal ob
bindenden oder nichtbindenden) umgeben sein.
Räumliche Struktur: - Die tetraedrische Gestalt des Sulfat-Ions ist eine
Folge der Elektronenpaarabstossung.
O
N
O
O
-
Für das Nitrat-Ion (NO 3
- ) vermag die übliche Schreibweise mit einer Doppelbindung
und zwei Einfachbindungen seine Eigenschaften nicht in befriedigender
Weise zu erklären. Messungen der Bindungslängen an vielen Molekülen
haben gezeigt, dass Mehrfachbindungen kürzer sind als Einfachbindungen.
Man würde also erwarten, dass das Nitrat-Ion eine kürzere und
zwei längere N-O-Bindungen besitzt. In Wirklichkeit sind alle drei Bindungen mit je 124 pm gleich lang.
Offenbar muss in diesem Teilchen ein besonderer Zustand vorliegen, der mit einer gewöhnlichen
Lewis-Formel nicht beschrieben werden kann.
O
N
O
O
-
Man nimmt an, dass hier drei Elektronenpaare nicht nur zwei, sondern
gleichzeitig mehreren Atomen angehören. Diese Elektronenpaare sind
über mehrere Atome delokalisiert, d.h. sie bilden über mehrere Atome
ausgedehnte Elektronenwolken.
Da die Energie der Elektronen um so geringer ist, je mehr Raum ihnen zur Verfügung steht, ist ein
Teilchen mit delokalisierten Elektronen energieärmer und somit stabiler als ein Teilchen von vergleichbarer
Struktur, dessen Elektronen paarweise zwischen zwei Atomen lokalisiert sind.
Teilchen mit delokalisierten Elektronen können durch eine Lewis-Formel nicht wiedergegeben werden.
Um nicht auf diese praktische Schreibweise verzichten zu müssen, schreibt man oft mehrere Lewis-

5 Ionenbindung und metallische Bindung Seite 18
Formeln für ein solches Teilchen, die sogenannten Grenzformeln. Man meint damit, dass keine dieser
Formeln die wahre Elektronenverteilung wiedergibt. Der wirkliche Zustand liegt irgendwo dazwischen.
Diese Formulierung nennt man Mesomerie. Von Teilchen mit delokalisierten Elektronen sagt man oft,
sie seien mesomer.
Mesomerie-Schreibweise für das Nitrat-Ion:
-
-
O
O
O N
O N
O N
O
O
O
O
-
Die Grenzformeln stellen aber keine wirklich existierenden Teilchen dar, sondern sind bloss Schreibhilfen,
um den wirklichen, mit einer Lewis-Formel nicht wiederzugebenden Zustand zu beschreiben.
Dies wird durch das Zeichen angedeutet.
Mesomere Systeme sind immer planar.
Mesomere Systeme sind energieärmer als jede der (nicht existierenden) Grenzformeln.
In vielen wichtigen Salzen liegen mehratomige Anionen oder Kationen vor:
Name Formel Name Formel
Sulfat
2–
SO 4 Sulfit
2–
SO 3
Hydrogensulfat
–
HSO 4 Hydrogensulfit
–
HSO 3
Phosphat
3–
PO 4 Phosphit
3–
PO 3
Hydrogenphosphat
2-
HPO 4 Dihydrogenphosphat
–
H 2 PO 4
Perchlorat
–
ClO 4 Chlorat
–
ClO 3
Chlorit
–
ClO 2 Hypochlorit ClO –
Ammonium
+
NH 4
Nitrat (mesomer)
–
NO 3 Nitrit
–
NO 2
Carbonat (mesomer)
2–
CO 3 Hydrogencarbonat
–
HCO 3
Aufgaben
13. Zeichne Lewis-Formel und räumliche Struktur folgender Ionen:
Phosphat, Hydrogenphosphat, Chlorat, Ammonium, Nitrosyl (NO 2 + ), Chlorit, Dithionit (S 2 O 4 2– )
14. a) Das Carbonat-, das Hydrogencarbonat und das Acetat-Ion (CH 3 COO - ) sind mesomer.
Zeichne die möglichen Grenzstrukturen und die räumliche Struktur.
b) Liegt im Sulfit-Ion Mesomerie vor? Welche räumliche Struktur besitzt das Ion?
15. Zeichne die Lewis-Formel und die räumliche Struktur der folgenden Teilchen:
NO 2 – , NO 2 und N 2 O 4 . Markiere die delokalisierten Elektronen mit Farbe.
16. Nenne Gitterbausteine und Formeln folgender Salze: Natriumsulfat, Magnesiumphosphat,
Ammoniumnitrat, Bariumnitrit, Natriumcarbonat, Natriumnitrid, Chrom(III)-sulfat,
Calciumdihydrogenphosphat.

5 Ionenbindung und metallische Bindung Seite 19
5.1.8 Wasserlöslichkeit von Salzen (Ion-Dipol-Kräfte)
Der Lösungsvorgang: Da Wasser-Moleküle Dipole
sind, werden sie von den Ionen stark angezogen und
lagern sich an der Oberfläche des Gitters an. Die
elektrostatischen Kräfte zwischen den Ionen und den
Wassermolekülen werden Ion-Dipol-Kräfte genannt.
Durch die Wasseranlagerung lockert sich an diesen
Stellen der Ionenverband. Einzelne Ionen lösen sich aus
dem Gitter, dabei werden sie vollständig von den
Wassermolekülen umhüllt. Dieser Vorgang lässt sich bis
zum völligen Abbau des Gitters wiederholen. In der
Lösung besitzen alle Ionen eine Hülle von Wassermolekülen,
die Hydrathülle. Die Bildung einer Hydrathülle
nennt man Hydration. Die Hydrathüllen der
negativen und positiven Ionen verhindern, dass sich die
Ionen soweit nähern können, dass die Anziehungskräfte
zwischen den Ionen wieder wirksam werden können.
Zerteilung eines Ionengitters durch
Wassermoleküle.
Die Reaktionsgleichung für das Auflösen eines Salzes in Wasser wird wie folgt geschrieben:
NaCl(s)
Na + (aq) + Cl – (aq)
Hydration und Gitterkräfte: Löst man Salze in Wasser, so beobachtet man häufig eine Temperaturänderung.
Bei der Bildung der Hydrathülle wird Energie frei. Zum Herauslösen der Ionen aus dem
Gitter muss dagegen Energie aufgewendet werden. Ist der Betrag der freigesetzten Hydrationsenthalpie
(H H ) grösser als die aufzuwendende Gitterenenthalpie (H G ), erwärmt sich die Lösung. Der
Lösungsvorgang ist exotherm., die Lösungsenthalpie (H L ) hat ein negatives Vorzeichen. Im
umgekehrten Fall kühlt sich die Lösung ab, der Vorgang verläuft endotherm.
H L = H G + H H
H G : Gitterenenthalpie
H H : Hydrationsenenthalpie
H L : Lösungsenthalpie
Wenn die Gitterenenthalpie sehr viel grösser ist als die Hydrationsenthalpie, sind die Salze schwer
wasserlöslich.
Faustregel: Salze, die aus je zweifach- oder stärker geladenen einatomigen Ionen bestehen,
sind wenig wasserlöslich.
Aquakomplexe
Ein Komplex ist ein aus verschiedenen Atomen aufgebautes, in sich
abgeschlossenes Teilchen. Das Teilchen im Zentrum des Komplexes
bezeichnet man als Zentralteilchen, die daran gebundenen Teilchen
als Liganden.Ionen mit Hydrathüllen nennt man Aquakomplexe.
Das Ion bildet das Zentralteilchen, die umgebenden Wassermoleküle
sind die Liganden. Aquakomplexe positiver Ionen sind beständiger
als die der negativen Ionen, weil positive Ionen kleiner sind und
daher die Ladung pro Oberflächeneinheit grösser ist.
Für Aquakomplexe mit bekannter Anzahl Wasserliganden schreibt
man z.B. [Ca(H 2 O) 6 ] 2+ . Ein Ca 2+ -Ion ist von 6 Wasser-Liganden
umgeben.
Hexaaquacalcium-Komplex
[Ca(H 2 O) 6 ] 2+

5 Ionenbindung und metallische Bindung Seite 20
Wenn die Anzahl der von einem Ion gebundenen Wassermoleküle nicht genau bekannt ist, schreibt man
z.B. Na + (aq) oder Cl – (aq).
Salzhydrate: Bei vielen Salzen sind die Anziehungskräfte zwischen Ionen und Wassermolekülen so
stark, dass die Kationen beim Verdunsten des Wassers ihre Hydrathülle behalten. Es kristallisiert ein
Salz aus, das hydratisierte Ionen als Gitterbausteine enthält.In der Formel eines solchen Salzes
werden die pro Formeleinheit gebundenen Wassermoleküle ebenfalls angegeben:
z.B. CaCl 2 . 6 H 2 O oder [Ca(H 2 O) 6 ]Cl 2
Durch Erhitzen lassen sich solche Salze vom Hydratwasser befreien.
17. Berechne die Lösungsenthalpie für NaCl. Die Gitterenthalpie beträgt 781 kJ . mol . l -1 , die
Hydrationsenthalpie -780 kJ . mol . l -1 .
18. Beurteile die Löslichkeit von Natriumchlorid, Calciumbromid und Aluminiumoxid.
19. Wieso wird CaCl 2 als Trocknungsmittel eingesetzt.
20. CaCl 2 löst sich exotherm, CaCl 2
. 6 H2 O dagegen endotherm. Worauf beruht die unterschiedliche
Lösungsenthalpie?
21. Welche der folgenden Stoffsysteme leiten den elektrischen Strom: Ethanol/Wasser, NaCl/Wasser,
Ether/Pentan, BaCl 2 /H 2 O, Al 2 O 3 /H 2 O.
5.1.9 Elektrolyse
Elektrolyse einer wässrigen Kupferchloridlösung: In eine Kupferchloridlösung tauchen zwei
Elektroden, die mit den Polen einer Gleichspannungsquelle leitend verbunden sind. An der Elektrode,
die mit dem Minuspol verbunden und deshalb negativ geladen ist, wird Kupfer abgeschieden. Diese
Elektrode, die Kathode, besitzt einen Elektronenüberschuss und zieht positiv geladene Ionen,
Kationen, an. Ein an der Kathode ankommendes Kupferion bekommt aus ihr zwei Elektronen und es
entsteht daraus ein Kupfer-Atom.
Kathodenreaktion: Cu 2+ + 2 e – Cu
An der Elektrode, die mit dem Pluspol verbunden und deshalb positiv geladen ist, beobachtet man die
Entwicklung von Chlor. An dieser Elektrode, der Anode, herrscht Elektronenmangel, sie zieht negativ
geladene Ionen, Anionen, an. Die Chlorid-Ionen geben jeweils ein Elektron an die Anode ab, die
entstehenden Chlor-Atome vereinigen sich zu Chlor-Molekülen.
Anodenreaktion: 2 Cl - 2 Cl + 2 e –
2 Cl Cl 2
Durch die Elektrolyse wird das Kupferchlorid in die Elemente Kupfer und Chlorgas zerlegt. An der
Kathode werden dabei so viele Elektronen abgegeben, wie an der Anode aufgenommen werden. Die
Gleichspannungsquelle muss der Kathode ständig so viele Elektronen nachliefern, wie sie der Anode
entzieht. Die Gleichspannungsquelle hat demnach die Funktion einer Elektronenpumpe.
Bei der Elektrolyse werden positiv geladene Ionen von der Kathode (Minuspol) angezogen und
nehmen dort Elektronen auf (Reduktion). Negativ geladene Ionen geben an der Anode (Pluspol)
Elektronen ab (Oxidation).

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Arbeitsblatt zur Elektrolyse
Elektrolyse einer CuCl 2 -Lösung
+Pol -Pol Metalldraht
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Elektrolyse einer NaCl-Lösung
+Pol -Pol Metalldraht
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5.2. Metallische Bindung
Die Mehrheit der Elemente (ca. 75%) zählt man zu den Metallen. Diese Zuordnung erfolgt aufgrund
charakteristischer Eigenschaften:
- Alle Metalle sind gute Leiter für Wärme und Elektrizität. Sie leiten den elektrischen Strom im festen
wie im flüssigen Zustand. Dabei nimmt die elektrische Leitfähigkeit mit steigender Temperatur ab.
- Metallschmelzen sowie Metallstücke mit glatter Oberfläche zeigen den typischen metallischen
Glanz.
- Die besondere Bedeutung vieler Metalle als Werkstoffe ist vor allem auf deren hohe Festigkeit,
kombiniert mit plastischer Verformbarkeit (Duktilität) zurückzuführen.
Die gemeinsamen Eigenschaften der Metalle sind auf die besondere Art der chemischen Bindung bei
Metallen und auf ähnliche Strukturmerkmale bezüglich Anordnung der Atome im festen Metall zurückzuführen.
5.2.1 Das Elektronengasmodell
Zum Verständnis der guten elektrischen Leitfähigkeit
von Metallen benötigt man ein Modell, das das
Fliessen von Elektronen durch ein Metallstück
deuten kann. Metall-Atome besitzen im Gegensatz
zu Nichtmetall-Atomen geringe Ionisierungsenergien
für die Valenzelektronen. Die Anzahl der
Valenzelektronen ist meist gering. Man kann
modellhaft annehmen, dass die im Gitter dicht
beieinander sitzenden Metall-Atome ihre Valenzelektronen
nicht im Einflussbereich jeweils eines
Kerns halten. Diese Elektronen können sich
zwischen den positiven Atomrümpfen im ganzen
Kristall bewegen. Sie bilden ein "Elektronengas",
das die positiven Atomrümpfe zusammenhält.
Atomrumpf
Valenzelektron
Metalle sind im allgemeinen um so härter, je mehr Aussenelektronen sie besitzen. Je grösser die
Anzahl der im Elektronengas vorhandenen Elektronen und je höher die Ladung der Atomrümpfe ist,
desto stärker ist der Zusammenhalt im Gitter.
Mit dem Elektronengasmodell lässt sich die elektrische Leitfähigkeit der Metalle erklären:
Beim Anlegen einer Spannung können die Elektronen im elektrischen Feld fliessen. Da mit höherer
Temperatur das Schwingen der Atomrümpfe um die Gitterplätze zunimmt, wird dieser Elektronenfluss
immer stärker behindert, so dass die elektrische Leitfähigkeit des Metalls mit steigender Temperatur
abnimmt. Die beim Stromfluss auftretende Erwärmung des Metalls lässt sich als Reibungswärme der
Elektronen an den Atomrümpfen deuten. (http://www.chemie-interaktiv.net/bilder/stromleitung.swf)
5.2.2 Das Metallgitter
In einem Metallkristall sind die Atome regelmässig angeordnet. Sie nehmen, ähnlich wie die Ionen bei
den Ionengittern der Salze, feste Gitterplätze ein. Man spricht deshalb von einem Metallgitter. Die
Strukturverhältnisse in Gittern reiner Metalle sind gegenüber Ionengittern vereinfacht, da alle
Bausteine des Gitters dieselbe Grösse besitzen. Während in Ionengittern die Anordnung der Ionen
zudem durch deren Ladungsverhältnis mitbestimmt wird, können sich die ungeladenen Metall-Atome
zu sehr viel dichteren Strukturen zusammenlagern. Die Koordinationszahlen in Metallgittern sind
deshalb meist höher als in Ionengittern. Wegen dieser einfachen Verhältnisse findet man im
wesentlichen nur drei Strukturtypen, denen man die meisten Metallgitter zuordnen kann. Im Metall

5 Ionenbindung und metallische Bindung Seite 23
betrachtet man vereinfacht die Metall-Atome als gleich grosse Kugeln. Ordnet man diese möglichst
dicht in einer Ebene, so ist jede Kugel von sechs anderen umgeben. Beim Darüberlegen einer zweiten
Schicht kommt jede hinzukommende Kugel in eine Vertiefung der ersten Schicht zu liegen. Eine
solche Anordnung nennt man dichteste Kugelpackung, die Koordinationszahl ist 12. Für die Kugeln
der dritten Schicht ergeben sich zwei Anordnungsmöglichkeiten:
- Diese Kugeln können sich zum einen genau senkrecht über denen der ersten Schicht befinden.
Dann ergibt sich für das Gitter die Schichtfolge AB-AB-AB. Wegen der hexagonalen Symmetrie
bezeichnet man ein Gitter mit dieser Schichtfolge als hexagonal dichteste Kugelpackung
(Magnesiumtyp).
Hexagonal dichteste Packung (AB-AB)
1. Schicht von oben betrachtet.
Zeichne die Zentren der Atome der 1., 2. und 3. Schicht.
- Im zweiten Fall liegen erst die Kugeln der vierten Schicht in einer zur ersten Schicht identischen
Lage. Die Schichtfolge ist hier ABC-ABC-ABC. Diese Schichtfolge ergibt die kubisch dichteste
Kugelpackung (Kupfertyp).
Kubisch dichteste Kugelpackung (ABC-ABC)
1. Schicht von oben betrachtet.
Zeichne die Zentren der Atome der 1., 2. und 3. Schicht
Neben diesen dichtesten Kugelpackungen kommt bei Metallen häufig
ein dritter Gittertyp, das kubisch innenzentrierte Gitter mit der
Koordinationszahl 8 vor (Wolframtyp). Ein Teilchen ist im Zentrum eines
Würfels, die anderen acht in dessen Ecken angeordnet. Da die sechs
übernächsten Nachbarn nur wenig weiter entfernt sind, ist die
Raumausnützung nur geringfügig kleiner als bei den dichtesten
Kugelpackungen (68% statt 74.05%)
Mit dem Modell der Kugelpackungen lässt sich die Duktilität der Metalle und deren gute Wärmeleitfähigkeit
erklären:

5 Ionenbindung und metallische Bindung Seite 24
Duktilität: Durch äusseren Druck können die einzelnen, durch die Kugeln gebildeten Ebenen des
Gitters gegeneinander verschoben werden, ohne dass dabei das Gitter zerstört wird.
Wärmeleitfähigkeit: Aufgrund der dichten Packung der Atome können auch Schwingungen des Gitters
rasch vom einen zum anderen Ende weitergeleitet werden.
5.2.3 Legierungen
Durch Mischen verschiedener flüssiger Metalle lassen sich Legierungen herstellen. Beim Erkalten
bildet sich ein Metallgitter aus, in dem je nach Mischungsverhältnis unterschiedliche Anteile an
Atomen verschiedener Grösse eingebaut sind. Grössen- und Anzahlverhältnis der verschiedenen
Atomsorten beeinflussen die Eigenschaften der Legierungen.
Substitutionsmischkristalle: bei ähnlicher Grösse der
Atomrümpfe und wenn die Partner elementar im gleichen
Gittertyp kristallisieren, lassen sich die Gitterbausteine in
zufälliger Weise ersetzen. Es sind beliebige Mischverhältnisse
möglich.
Beispiel: Kupfer-Gold-Legierung
Einlagerungsmischkristalle: sie entstehen durch Einlagerung
von kleineren Fremdatomen in ein Wirtsgitter.
Beispiel: Stahl besteht aus Fe (Wirtsgitter) und weniger als
1.7 % C (kleine Fremdatome)
Da die Atome verschiedener Metalle nur in den seltensten Fällen genau gleich gross sind, ist das
Gleiten entlang von Gleitebenen doch etwas erschwert. Legierungen sind deshalb im allgemeinen
härter reine Metalle.
Aufgaben
1. Gib den Bereich im Hauptgruppenperiodensystem an, in dem Metalle angeordnet sind.
H
He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn

5 Ionenbindung und metallische Bindung Seite 25
2. Wie kann man den Zusammenhalt der Atome in einem Metall erklären?
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3. Ist Kalium oder Calcium härter? Begründe.
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4. Wieso leiten Metalle den elektrischen Strom?
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5. Wieso sinkt die elektrische Leitfähigkeit eines Metalls mit steigender Temperatur?
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6. Vergleiche die Leitfähigkeit von Metallen und Salzen. Skizziere, was bei Stromdurchgang passiert.
7. Wieso sind Metalle leicht verformbar (duktil), Salze dagegen spröde?
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8. Wie lässt sich die gute Wärmeleitfähigkeit der Metalle erklären?
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9. Was geschieht mit unedlen Metallen (z.B. Mg) bzw. edlen Metallen (z.B. Au), wenn sie mit
Sauerstoff in Kontakt sind?
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10. Ist Aluminium oder Natrium das edlere Metall? Begründe!
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11. Beschreibe und skizziere das Gitter des Magnesiums und des Kupfers.
12. Kupfer und Gold bilden Substitutionsmischkristalle. Was kann über die Duktilität verglichen mit der
von Stahl ausgesagt werden?

5 Ionenbindung und metallische Bindung Seite 26
5.3 Zusammenfassung Haupt- und Nebenvalenzen
- Unter Hauptvalenzen versteht man diejenigen Arten der chemischen Bindung, bei denen die
Bindungskräfte besonders stark sind. Es handelt sich um die Elektronenpaarbindung (kovalente
Bindung, Atombindung), die Ionenbindung und die Metallbindung.
- Alle chemischen Bindungen, die nicht zu den Hauptvalenzen gehören, fasst man unter dem Begriff
Nebenvalenzen zusammen. Es handelt sich um schwächere Bindungskräfte. Zu den Nebenvalenzen
gehören: Van-der-Waals-Kräfte, Dipol-Dipol-Kräfte, Wasserstoffbrücken, Ion-Dipol-Kräfte.
Hauptvalenzen Struktur Art der Verbindung
Ionenbindung
(ungerichtet)
Anziehung zwischen
Anionen und Kationen
Ionengitter
Salze
Ionenverbindungen
Elektronenpaarbindung
kovalente Bindung,
Atombindung (gerichtet)
gemeinsame
Elektronenpaare
Moleküle
Atomgitter
mehratomige Ionen
Molekularverbindungen
Atomkristalle
Salze mit mehratomigen
Ionen
Metallbindung
(ungerichtet)
Elektronengas hält
Atomrümpfe
zusammen
Metallgitter
Metalle, Legierungen
Nebenvalenzen
Van-der-Waals-Kräfte
Dipol-Dipol-Kräfte
Wasserstoffbrücken
Ion-Dipol-Kräfte
Anziehung zwischen kurzlebigen Dipolen
Anziehung zwischen permanenten
Dipolen, die keine H-Brücken bilden
können
Anziehung zwischen nichtbindenden
Elektronenpaaren von negativ polarisierten
F, O oder N und positiv polarisierten H,
die an F, O oder N gebunden sind
Anziehung zwischen Ionen und
permanenten Dipolen
zwischen unpolaren Molekülen
(und Edelgasatomen)
Beispiel: Pentan
zwischen polaren Molekülen
Beispiel: Bromwasserstoff
(HBr)
zwischen polaren Molekülen,
die die Bedingungen für H-
Brücken erfüllen
Beispiel: Wasser
zwischen Ionen und polaren
Molekülen
Beispiel: [Ca(H 2 O) 6 ] 2+
Aufgaben:
1. Welche Hauptvalenzen treten in folgenden Verbindungen auf?
Cu 3 Au, CaCO 3 , C 6 H 6 , MgO.
2. Welche Valenzen werden beim Verdampfen von Wasser gespalten? Welches sind die kleinsten
Teilchen im Wasserdampf?
3. Welche Valenzen werden beim Lösen von Kochsalz in Wasser gespalten, welche werden
gebildet?

5 Ionenbindung und metallische Bindung Seite 27
Art der Verbindung Skizze, Name der Teilchen Bindungen und Kräfte
bzw. des Reinstoffs
………………..………………..
…………………………………………..
………………………………….. .
Natriumchlorid, fest (Smp. 800 °C)
……………………………..
…………………………………………..
Lithium, fest (Smp. 180 °C)
………………………………
…………………………………………..
…………………………………………..
Wasser, flüssig (Sdp.100 °C)
……………………………….
………………………………………….
…………………………………………..
Methanal, flüssig (Sdp.-19° C)
………………………………
………………………………………….
………………………………………….
Methan, flüssig (Sdp. -162°C)

5 Ionenbindung und metallische Bindung Seite 28
Arbeitsblatt: Haupt- und Nebenvalenzen
Name
Formel
Art der Verbindung
Hauptvalenzen Nebenvalenzen Wasserlöslichkeit
Aggregatzustand
bei RT
Butan
Ethansäure
Methanal
Ammoniak
Kaliumiodid
Calciumcarbonat
Benzol
Kohlenstoffdioxid
Aluminiumoxid
Cu 3 Au
Calciumchloridhexahydrat
Siliciumcarbid,
sehr hart, SiC

6 Organische Chemie Seite 29
6 Organische Chemie
6.1 Einleitung
Seit dem 18. Jahrhundert ist bekannt, dass Stoffe aus tierischen und pflanzlichen Organismen Kohlenstoff
enthalten. Trotz intensiver Bemühungen gelang es damals aber nicht, solche Verbindungen der belebten
Natur im Labor künstlich herzustellen. Dadurch bestätigte sich die Vorstellung, dass Verbindungen der
lebenden Organismen nur mit Hilfe einer "Lebenskraft" aufgebaut werden können. Man nannte daher die
betreffenden Stoffe "organische Verbindungen" und grenzte sie damit von den "anorganischen
Verbindungen" der unbelebten Natur ab.
1828 gelang es jedoch Wöhler die organische Verbindung Harnstoff herzustellen.
N H 2
NH 4 OCN
N H 2
C
O
Ammoniumcyanat
(anorganisches Salz)
Harnstoff
(Ausscheidungsprodukt für Stickstoff beim Menschen
und vielen Tieren)
Mit dieser Synthese, der bald weitere folgten, war bewiesen, dass prinzipiell auch organische Verbindungen
im Labor hergestellt werden können.
Heute kennt man etwa 5 Millionen organische Verbindungen, und man weiss, dass die Zahl der möglichen
Kohlenstoffverbindungen fast unbeschränkt gross ist.
Die Gründe für die Vielzahl organischer Verbindungen sind:
- Unbeschränkte Selbstbindefähigkeit des Kohlenstoffatoms. Dies ermöglicht die Ausbildung von
Makromolekülen.
- In vielen Kohlenstoffverbindungen sind trotz gleicher Summenformel verschiedene Atomanordnungen
möglich, eine Erscheinung die als Isomerie bezeichnet wird.
- Weitere Verbindungsmöglichkeiten ergeben sich durch das Auftreten von "Fremdatomen" (O, N,
seltener S, P) in oder an den Kohlenstoffketten oder Ringen.
Organische Verbindungen besitzen folgende charakteristische Merkmale:
- Sie sind in der Regel brennbar und russen beim Verbrennen.
- Sie zersetzen sich unter der Einwirkung von Hitze oder starken Säuren oder Basen.
- Sie besitzen meist einen typischen Geruch.
- Sie weisen in Lösung kaum elektrische Leitfähigkeit auf.
- Sie besitzen tiefe Schmelz- oder Siedepunkte.
Die Eigenschaften organischer Verbindungen werden weniger durch das Molekülgerüst bestimmt als durch
reaktive Molekülteile, die funktionellen Gruppen. Die funktionellen Gruppen sind Atomgruppen, die nicht
nur aus C und H bestehen, sondern noch zusätzliche Atomarten enthalten. Durch Zusammenfassen von
Verbindungen mit gleicher funktioneller Gruppe zu Stoffklassen lässt sich die Vielzahl organischer
Verbindungen übersichtlich ordnen.
Aufgabe:
1. Zeichne folgende Verbindungen:
Butanol, Methylpropylether, Ethandisäure, Pentan-2,4-diol, 2,3-Dimethyl-pentan,
2-Hydroxybutansäure, Hexa-2,4-dien, Propanal, Butan-2,3-dion, Ethylamin, Propin.

6 Organische Chemie Seite 30
Name Stoffklasse funktionelle Gruppe
OH
OH
O
O
O
O
OH
COOH
HOOC
COOH
O
O
NH 2
HO
OH
O
O

6 Organische Chemie Seite 31
Einteilung in Stoffklassen
1. Kohlenwasserstoffe
Stoffklasse
Allgemeine
Summenformel
Alkane C n H 2n+2 -an
C
Alkene C n H 2n -en
C
Alkine C n H 2n-2 -in
C
C
C
C
Endung
Aromaten
2. Kohlenstoff-Sauerstoff-Verbindungen
Stoffklasse Kurzschreibweise funktionelle Gruppe Endung
Alkohole Hydroxylgruppe -ol (Hydroxy-)
Ether
R
OH
R 1 O R 2
R
Alkoxygruppe
Aldehyde Carbonylgruppe -al
O
Ketone
R 1 C R 2
Carbonylgruppe -on
R
C
C
O
H
O
Carbonsäuren Carboxylgruppe -säure
OH
Hydroxycarbonsäure
R
CH
OH
C O OH
Carboxylgruppe
Hydroxylgruppe
Ester
C O O
-ester
Säurechlorid
R 1
O
C
R 1
R 2
R 2
OCl
O
C
-säurechlorid
3. Kohlenstoff-Stickstoff-(Sauerstoff)-Verbindungen
Stoffklasse Kurzschreibweise Funktionelle Gruppe Endung
Amine Aminogruppe -amin
R
Aminosäuren
R
NH 2
C O OH
CH
NH 2
Carboxylgruppe
Aminogruppe
Amide
R 1
O
C
NH
R 2
-amid

6 Organische Chemie Seite 32
Nomenklaturregeln für organische Verbindungen
Benennung von Alkanen
1. Die ersten vier Alkane tragen historische Namen. Beispiel: Methan, Ethan, Propan, Butan.
Die weiteren Alkane erhalten systematische Namen, die sich durch Anhängen der Silbe -an an
griechische oder lateinische Zahlwörter ergeben. Beispiel: Pentan.
2. Die längste Kette (Hauptkette) bestimmt den Stammnamen.
3. Dem Stammnamen werden die Namen der Seitenketten vorangestellt. Diese ergeben sich durch
Austausch der Endung -an des entsprechenden Alkans durch -yl. Beispiel: Methylpropan.
4. Um die Verknüpfungsstelle zwischen Haupt- und Seitenkette anzuzeigen, werden die Kohlenstoffatome
der Hauptkette so durchnumeriert, dass die Verzweigungsstellen möglichst kleine Zahlen
erhalten. Diese Zahlen werden dem Namen der Seitenketten vorangestellt.
Beispiel: 2-Methylhexan, nicht 5-Methylhexan.
5. Gleiche Seitenketten werden durch Zahlwörter (di, tri, tetra, penta) zusammengefasst.
Beispiel: 2,3-Dimethylbutan.
6. Verschiedene Seitenketten werden alphabetisch geordnet. Beispiel: 3-Ethyl-2,2-dimethylhexan.
Benennung von Verbindungen mit funktionellen Gruppen
1. Der Name von Alkenen und Alkinen ergibt sich durch Ersatz der Endung -an im Namen des Alkans durch
den Buchstaben -en und -in. Die Lage der Mehrfachbindung wird durch möglichst kleine Zahlen
gekennzeichnet.
Beispiele: Pent-2-en, Pent-1,3-dien (oder Penta-1,3-dien).
2. Bei Halogenkohlenwasserstoffen werden die Halogen-Atome wie Alkyl-Gruppen berücksichtigt.
Beispiel: 2-Chlorpropan.
3. Bei Alkoholen (-OH), Aldehyden (-CHO), Ketonen (-CO-) und Carbonsäuren (-COOH) wird der Name
aus dem Namen des Alkans durch Anfügung der Endung -ol, -al, -on oder -säure gebildet. Die Stellung
der funktionellen Gruppe wird durch eine möglichst kleine, vorangestellte Zahl angegeben.
Beispiel: Pentan-2-ol.
4. Bei Ethern (-O-) ergibt sich der Name durch Aufreihung der Namen der Alkylgruppen und Anfügen der
Endung -ether. Beispiel: Ethylmethylether.
In gleicher Weise verfährt man mit den Aminen (-NH 2 ). Beispiel: Ethylamin.
5. Bei Verbindungen mit mehreren funktionellen Gruppen bildet die funktionelle Gruppe mit höchster Priorität
die Endung, alle anderen Substituenten werden in alphabetischer Reihenfolge dem Stammnamen
vorangestellt. Vorsilben funktioneller Gruppen (nach zunehmender Priorität geordnet):
Amino- (-NH 2 ), Hydroxy- (-OH), Oxo- (-CO-), Oxo- (CHO).
Beispiele: 2-Hydroxypropansäure, 4-Aminobutan-2-ol, 3-Oxopropansäure, 2-Oxopropanal.
6. Bei der Nummerierung der Hauptkette haben funktionelle Gruppen, die die Endung bilden, höchste
Priorität. Dann folgen Mehrfachbindungen und an letzter Stelle Seitenketten oder funktionelle Gruppen,
die dem Stammnamen vorangestellt werden.
Beispiele: Oct-6-en-2-ol und nicht Oct-2-en-7-ol, 6,7-Dichlor-oct-2-en und nicht 2,3-Dichlor-oct-6-en.
Die homologe Reihe der Alkane (Allgemeine Summenformel C n H 2n+2 )
Formel Name Formel Name
CH 4
Methan
C 6 H 14
Hexan
C 2 H 6
Ethan
C 7 H 16
Heptan
C 3 H 8
Propan
C 8 H 18
Octan
C 4 H 10
Butan
C 9 H 20
Nonan
C 5 H 12
Pentan
C 10 H 22
Decan

6 Organische Chemie Seite 33
6.2 Redoxreaktionen in der organischen Chemie
Die formale Trennung einer Redoxreaktion in einen Oxidations- und einen Reduktionsschritt bereitet keine
Schwierigkeiten, so lange an der Reaktion Elemente und einfache Ionen beteiligt sind. In diesem Fall lässt
sich die Elektronenübertragung einfach nachvollziehen (z.B. Bildung von Salzen aus Metallen und
Nichtmetallen).
Oxidation
Reduktion
Al Al 3+ + 3 e -
∙ 2
O + 2 e - O 2– ∙ 3
Redoxgleichung 2 Al + 3 O 2 Al 3+ + 3 O 2–
Reaktionsgleichung 2 Al + 1½ O 2 Al 2 O 3 oder
4 Al + 3 O 2 2 Al 2 O 3
Bei der Reaktion von Wasserstoff mit Sauerstoff zu Wasser oder bei der Verbrennung von Methan liegen
jedoch keine Ionenbindungen vor, sondern ausschliesslich Elektronenpaarbindungen. Um dennoch zu
einer allgemein gültigen Formulierung des Redoxbegriffs zu kommen, hat man folgenden Formalismus
entwickelt: Man ordnet die Bindungselektronen der polaren Elektronenpaarbindungen formal dem elektronegativeren
Atom zu. Die sich für die Atome ergebenden fiktiven Ladungszahlen nennt man
Oxidationszahlen. Oxidationszahlen werden in Formeln als römische Zahlen über die Elementsymbole
geschrieben.
Regeln zur Ermittlung der Oxidationszahlen
1. Bindungselektronen von polaren Elektronenpaarbindungen werden formal dem elektronegativeren
Atom zugeordnet.
2. Bei den unpolaren Bindungen zwischen zwei gleichartigen Atomen werden die Bindungselektronen
den beiden Atomen je zur Hälfte zugeordnet.
3. Elemente haben die Oxidationszahl 0.
4. In Verbindungen hat Wasserstoff die Oxidationszahl +I
(Ausnahme: in Hydriden -I)
5. In Verbindungen hat Sauerstoff die Oxidationszahl -II
(Ausnahme: in Peroxiden -I)
6. In Verbindungen haben Fluor, Chlor und Brom meistens die Oxidationszahl -I
7. In einer Verbindung (elektrisch neutral) ist die Summe der Oxidationszahlen aller Atome Null.
8. In einem Ion ist die Summe der Oxidationszahlen aller Atome gleich der Ionenladung.
Nach Erweiterung des Redoxbegriffs gilt:
Oxidation
Elektronenabgabe
Erhöhung der Oxidationszahl
Beispiele: Sauerstoffaufnahme, Wasserstoffabspaltung

6 Organische Chemie Seite 34
Reduktion Elektronenaufnahme
Erniedrigung der Oxidationszahl
Aufgaben:
Beispiele: Wasserstoffanlagerung, Sauerstoffabspaltung
2. Ermittle die Oxidationszahlen von: Methan, Ethan, Propan, Methanal, Ethanal, Methansäure, CO 2
3. Ermittle die Oxidationszahlen von NH 3 , NH 4 + , SO 2 , SO 4 2- , PO 4 3- , Cr 2 O 7
2-
4. Ermittle den Oxidationsschritt und den Reduktionsschritt bei folgenden Redoxreaktionen:
a) Reaktion von Wasserstoff und Sauerstoff
b) Verbrennung von Methan
c) Reaktion von Aluminium mit Salzsäure (HCl in Wasser) zu Aluminiumchlorid und Wasserstoff
5. Ermittle den Oxidationsschritt und den Reduktionsschritt bei folgenden Redoxreaktionen. Setze die
fehlenden Koeffizienten ein.
Tipp: Die Elektronenbilanz muss ausgeglichen sein. Es müssen also gleich viele Elektronen
abgegeben wie aufgenommen werden:
a) NH 3 + O 2 NO + H 2 O
b) SO 32
- + MnO 4
- + H + Mn 2+ + SO 42
- + H 2 O
c) MnO 4
- + I - + OH - MnO 4
2–
+ IO 4
- + H2 O
6. Ermittle den Oxidations- und Reduktionsschritt durch Einsetzen der Oxidationszahlen. Setze die
stöchiometrischen Koeffizienten ein.
a) Mit Hilfe von Alcotest-Röhrchen (Blastest) kann die Polizei den Blutalkoholgehalt durch eine
Farbreaktion abschätzen. In den Röhrchen läuft folgende Reaktion ab:
CH 3 CH 2 OH + Cr 2 O 7
2- + H + CH 3 CHO + Cr 3+ + H 2 O
gelb
b) Ethandial reagiert mit NO 3 – und H + zu CO 2 , Stickstoff und Wasser.
c) Ethandisäure reagiert mit MnO 4 – und H + zu CO 2 , Mn 2+ und Wasser
grün
6.3 Alkohole
Struktur und Eigenschaften: Alkoholmoleküle weisen als funktionelle Gruppe die Hydroxylgruppe
( _ OH) auf. Stellt der Molekülrest eine Alkylgruppe das, so spricht man von einem Alkanol. Der einfachste
Vertreter dieser Stoffklasse ist Methanol (CH 3 OH).
Neben den unpolaren C _ H-Bindungen gibt es im Methanol eine polare
C _ O-Bindung und eine polare O _ H-Bindung.
H
H
C
H
O
H
- Wegen der Hydroxylgruppe zeigen Alkohole und Wasser ein ähnliches Reaktionsverhalten (z.B.
Reaktion mit Alkalimetallen).

6 Organische Chemie Seite 35
- Die Siedetemperatur der Alkohole liegt viel höher als bei Alkanen ähnlicher Grösse, da zwischen den
OH-Gruppen Wasserstoffbrücken ausgebildet werden.
- Mit steigender Grösse des Alkylrests nimmt der Einfluss der funktionellen Gruppe auf die Stoffeigenschaften
ab. Langkettige Alkanole ähneln den entsprechenden Alkanen.
Methanol
Methanol unterscheidet sich im Geschmack kaum von Ethanol, ist
für den Menschen aber sehr giftig. Bereits 30 - 50 ml Methanol sind
tödlich. Die Giftwirkung zeigt sich jedoch erst nach ca. 20 Stunden.
Ethanol
Zu Genusszwecken in alkoholischen Getränken. Brennspiritus,
Lösungsmittel für Farben, Reinigungs- und Desinfektionsmittel,
Treibstoff.
Alkohole bilden eine homologe Reihe mit der allgemeinen Summenformel C n H 2n+1 OH.
Die Hydroxylgruppe ist die funktionelle Gruppe der Alkohole.
Isomerie bei Alkoholen: Die Isomeren Butan-1-ol und Butan-2-ol unterscheiden sich in chemischen
Reaktionen teilweise erheblich. Das Reaktionsverhalten wird offensichtlich auch durch die Stellung der
Hydroxylgruppe bestimmt. Man unterscheidet drei Klassen von Alkanolen:
Primäre Alkohole:
Das Kohlenstoffatom, das die Hydroxylgruppe trägt, ist
nur mit einem weiteren C-Atom verbunden.
Beispiel: Butan-1-ol
OH
Sekundäre Alkohole: Das Kohlenstoffatom, das die Hydroxylgruppe trägt, ist
mit zwei C-Atomen verbunden.
Beispiel: Butan-2-ol.
OH
Tertiäre Alkohole:
Das Kohlenstoffatom, das die Hydroxylgruppe trägt, ist
mit drei weiteren C-Atomen verbunden. Beispiel: 2-
Methylpropan-2-ol.
OH
Unter Isomerie versteht man die Tatsache, dass bei gleicher Summenformel unterschiedliche Stoffteilchen
existieren. Isomere unterschiedlicher Atomsequenz nennt man Strukturisomere (Konstitutionsisomere).
Mehrwertige Alkohole: Alkohole, die mehr als eine Hydroxylgruppe im Molekül aufweisen, werden
mehrwertig genannt. Dabei finden sich die Hydroxylgruppen an verschiedenen C-Atomen.
Nach der Erlenmeyer-Regel sind Verbindungen mit zwei Hydroxylgruppen am selben C-Atom nicht stabil.
Ethan-1,2-diol
(Ethylenglycol)
Propan-1,2,3-triol
(Glycerin)
Frostschutzmittel (Schmelzpunkt -15,6°C,
Siedepunkt 197°C)
Dickflüssige, süssliche Flüssigkeit. Nicht nur gut
wasserlöslich, sondern sogar hygroskopisch.
Experiment: Nachweis mehrwertiger Alkohole
Einige Tropfen eines Alkohols (Ethanol und Ethandiol) werden zu 1 ml CuSO 4 -Lösung (c = 0.5 mol · l –1 )
gegeben. Danach wird mit Natronlauge (c = 1 mol · l –1 ) aufgefüllt und geschüttelt.
Bei Ethanol zeigt sich die übliche Blaufärbung des Cu 2+ -Aquakomplexes, bei Ethandiol färbt sich die
Lösung tiefblau. Diese Farbe wird durch wasserlösliche Cu 2+ -Chelat-Komplexe hervorgerufen.

6 Organische Chemie Seite 36
Experiment: Oxidation von primären, sekundären und tertiären Alkoholen durch
Kupfer(II)-oxid
über Bunsenbrennner
erhitzen
eintauchen in
Ethanol
Zugabe von
Schiffs-
Reagens
über Bunsenbrennner
erhitzen
eintauchen in
Propan-2-ol
Zugabe von
Schiffs-
Reagens
über Bunsenbrennner
erhitzen
eintauchen in
Schiffs-
2-Methylpropan-2-ol
Zugabe von
Reagens

6 Organische Chemie Seite 37
Aufgaben:
7. Formuliere die Reaktion von Natrium mit Methanol, bzw. von Natrium mit Wasser. Gib Oxidationsund
Reduktionsschritt an.
8. a) Zeichne einen primären, sekundären und tertiären Alkohol mit der Summenformel C 5 H 10 O.
Benenne die Verbindungen.
b) Die Verbindungen aus a) werden mit heissem Kupfer(II)-oxid behandelt. Formuliere die
Reaktionsgleichungen.
Kupfer und seine Verbindungen Formel Farbe
Kupfermetall
Kupfer(II)-oxid
Kupfer(I)-oxid
Kupfer-Aquakomplex
Kupfer-Chelatkomplex
(Komplex mit einem
mehrzähnigem Liganden)
...………………………
...………………………
...………………………
...………………………
………………………………………..
………………………………………..
………………………………………..
………………………………………..
………………………………………..
6.4 Aldehyde und Ketone
Aldehyde weisen als funktionelle Gruppe eine endständige Carbonylgruppe _ CHO auf.
Der Name Aldehyd leitet sich ab von alcoholus dehydrogenatus, da sich Aldehyde durch Wasserstoffabspaltung
(Dehydrierung) aus primären Alkoholen herstellen lassen.
Bei der Oxidation von primären Alkoholen entstehen Aldehyde:
H
C
O
Ethanol + Kupfer(II)-oxid ..................... + Wasser + Kupfer
Ketone tragen als funktionelle Gruppe ebenfalls eine Carbonylgruppe. Die
Carbonylgruppe ist aber nicht endständig wie bei den Aldehyden.
C
C
C
O
.

6 Organische Chemie Seite 38
Bei der Oxidation von sekundären Alkoholen entstehen Ketone:
Propan-2-ol + Kupfer(II)-oxid ....................... + Wasser + Kupfer
Propan-2-on (Aceton) ist eine leicht brennbare Flüssigkeit, die sowohl mit Wasser als auch mit hydrophoben
Stoffen in jedem Verhältnis mischbar ist. Es ist deshalb ein häufig verwendetes Lösungsmittel.
Tertiäre Alkohole lassen sich nicht oxidieren:
2-Methylpropan-2-ol
+ Kupfer(II)-oxid
- Primäre Alkohole lassen sich zu Aldehyden, sekundäre Alkohole zu Ketonen oxidieren.
- Es handelt sich um eine Eliminierungsreaktion (Abspaltung von 2 Atomen aus einem Molekül).
Die Silberspiegelprobe - eine Nachweisreaktion für Aldehyde: Versetzt man eine ammoniakalische
Silbernitratlösung mit einem Aldehyd, so entsteht Silber, das sich als Silberspiegel an der
Gefässwand absetzt. Der Aldehyd reduziert Silberionen zu Silber und wird dabei oxidiert.
Ethanal + ... Ag + + ... OH - Ethansäure + ... Ag + H 2 O
Im Gegensatz zu den Aldehyden besitzen Ketone keine reduzierende Wirkung, da sie nicht weiter
oxidiert werden können. Die Silberspiegelprobe fällt bei Ketonen deshalb negativ aus.

6 Organische Chemie Seite 39
Experiment:
Fehling-Probe zur Unterscheidung von Aldehyden und Ketonen
Fehling-Reagens:
CuSO 4 , NaOH und Tartrat gelöst in Wasser
(Tartrat: mehrzähniger Ligand, verhindert das Auskristallisieren von festem Cu(OH) 2 )
Wichtig für die Reaktion sind Cu 2+ - und OH − -Ionen.
Ethanal + Fehling-Reagens
Propan-2-on + Fehling-Reagens
Glucose + Fehling-Reagens

6 Organische Chemie Seite 40
6.5 Carbonsäuren
Die funktionelle Gruppe der Carbonsäuren ist die Carboxylgruppe ( _ COOH).
Carbonsäuremoleküle sind stark polar. Über die Carboxylgruppe können die Moleküle untereinander
Wasserstoffbrücken ausbilden. Die Siedepunkte der Carbonsäuren liegen deshalb viel höher als bei
vergleichbaren Verbindungen, die keine H-Brücken ausbilden können.
Bei der Oxidation von Ethanal entsteht Ethansäure (Essigsäure). Bei folgender Reaktion handelt es sich
um die Fehling-Reaktion, die auch zur Unterscheidung zwischen Aldehyden und Ketonen dient:
C
O
O
H
Ethanal + ....Cu 2+ (aq) + ....OH - Ethansäure + ...Cu 2 O (s) + ... H 2 O
Essig ist eine wässrige Lösung von Ethansäure und zusätzlichen Aromastoffen. Wenn man Wein an der
Luft stehen lässt, so entsteht daraus Essig. An der Oberfläche des Weins bildet sich eine Haut von
Essigsäurebakterien. Deren Enzyme oxidieren Ethanol stufenweise über Ethanal zu Essigsäure.
Methansäure
(Ameisensäure)
Ethansäure
(Essigsäure)
Butansäure
(Buttersäure)
Höhere Carbonsäuren
Fettsäuren
Stark ätzende Flüssigkeit. z.B. in den Giftdrüsen der
Ameisen und in den Brennhaaren der Brennnessel.
Stark ätzende Flüssigkeit, stechend riechend. Essig
wird zum Konservieren von Nahrungsmitteln
verwendet, da die Essigsäure Bakterien abtötet.
Übelriechende Flüssigkeit. Entsteht beim Ranzigwerden
von Butter, Vorkommen im Schweiss von
Menschen und Säugetieren.
Bei Zimmertemperatur fest. Sie sind als Verbindungen
in Fetten und fetten Ölen enthalten.
Die saure Reaktion: Werden Carbonsäuren in Wasser gelöst, so erhält man saure Lösungen (z.B. Essig,
Zitronensaft). Löst man Essigsäure in Wasser, so leitet die Lösung den elektrischen Strom. In der wässrigen
Lösung müssen also Ionen vorliegen.
Carbonsäure + Wasser Carboxylat-Ion + Hydronium-Ion

6 Organische Chemie Seite 41
Bei dieser Reaktion gibt die Carbonsäure ein H + (Proton) ab. Das abgetrennte H + reagiert sofort mit einem
Wassermolekül zum Hydronium-Ion.
Säuren sind Stoffe, die H + abgeben können. Die mit Wasser gebildeten H 3 O + -Ionen sind die Ursache der
typischen Eigenschaften wässriger Säurelösungen.
Die Carbonsäureanionen heissen Carboxylat-Ionen. Ihre funktionelle Gruppe heisst Carboxylat-gruppe.
Die Carboxylatgruppe ist mesomer:
Grenzformeln der Carboxylatgruppe
Dicarbonsäuren: Stoffe, deren Moleküle zwei Carboxylgruppen enthalten, heissen Dicarbonsäuren.
Wichtige Vertreter dieser Stoffklasse sind die Oxalsäure (Ethandisäure, in Spinat und
Rhabarbern) und die Bernsteinsäure (Butandisäure).
Mehr als die Hälfte der Nierensteine sind Oxalatsteine. Nierensteine entstehen durch Ausfällung
von sonst im Harn gelösten Stoffen. Oxalationen bilden mit Calciumionen unlösliche Salze.
Oxalsäure + Wasser Oxalat + Hydronium-Ionen
Oxalat + Ca 2+ Calciumoxalat
Hydroxycarbonsäuren: Der wichtigste Vertreter dieser Stoffgruppe ist die
Milchsäure (2-Hydroxypropansäure). Milchsäure entsteht bei der Vergärung
von Kohlenhydraten durch bestimmte Bakterien (z.B. Lactobacillus). Die
Milchsäuregärung spielt eine wichtige Rolle bei der Herstellung von Joghurt
und Sauerkraut. Im Muskel entsteht beim Abbau von Kohlenhydraten Milchsäure,
wenn die Sauerstoffzufuhr ungenügend ist.
Zwei Hydroxylgruppen im Molekül enthält die Weinsäure (2,3-Dihydroxybutandisäure).
Ein schwerlösliches Salz der Weinsäure, das Kaliumhydrogentartrat,
ist Hauptbestandteil des Weinsteins.
Aromatische Carbonsäuren: Die einfachste aromatische Carbonsäure ist
die Benzoesäure (Benzolcarbonsäure). Das Natriumbenzoat dient zur
Lebensmittelkonservierung.
Salicylsäure (2-Hydroxy-Benzolcarbonsäure) wirkt als Heilmittel gegen
Schmerzen und Fieber.

6 Organische Chemie Seite 42
Arbeitsblatt: Berechnung des Blutalkoholgehalts
Getränk
Alkoholgehalt
(% Vol.)
Bier:
Wein:
Feldschlösschen Original
Feldschlösschen 2.4
Feldschlösschen alkoholfrei
Rotwein
Weisswein
4.8
2.4
0.5
13.5
12.5
Wodka 37.5 (- 55)
Malibu 21.5
Baileys, Pasoa 17
Café de Paris, Litschi 6.7
Promillegrenze im Strassenverkehr: Blutalkoholgehalt maximal 0.5 0 / 00.
⁄ ⁄
Zur Abschätzung des Blutalkoholgehaltes muss bekannt sein, wieviel Gramm Alkohol man zu sich
genommen hat.
Der Alkoholgehalt von Getränken wird als Volumenkonzentration in Prozent (% Vol.) angegeben.
V(Alkohol) = V(Getränk) ∙(Alkohol)
m(Alkohol) = (Alkohol) ∙V(Alkohol)
V: Volumen [ml]
m: Masse [g]
: Dichte des Alkohols 0.78 g/ml
: Alkoholgehalt 10 % = 0.10
Der Alkohol verteilt sich schnell im gesamten Körper, vor allem im Wasseranteil, der bei Männern bei 70%,
bei Frauen (und übergewichtigen Männern) bei ca. 60 % liegt. Dies wird durch den Faktor 0.7 bzw. 0.6
berücksichtigt.
Für die Berechnung des Blutalkoholgehalts gilt folgende Näherungsformel:
Männ r ⁄
m
m Körp r ∙ 7
Fr n ⁄
m
m Körp r ∙ 6
m(Alkohol): [g]
m(Körper): [kg]
Der Alkohol wird in der Leber mit näherungsweise konstanter Geschwindigkeit abgebaut. Pro Stunde sinkt
der Alkoholgehalt bei Männern um ca. 0.15 0 / 00, bei Frauen etwa um ca. 0.1 0 / 00
Aufgabe: Wie hoch wäre dein Blutalkoholgehalt, wenn du um 22 Uhr folgende Getränke trinken würdest?
0.5 Liter Bier
0.5 Liter Rotwein
3 Gummibärli (enthält je 40 ml Wodka)
………………………………………….…
………………………………………….…
………………………………………….…
………………………………………….…
kurz nach 22 Uhr
……………………
……………………
……………………
……………………
……………………
……………………
……………………
am nächsten Morgen um 7 Uhr
……………………
……………………
……………………
……………………
……………………
……………………
……………………

6 Organische Chemie Seite 43
6.6 Carbonsäureester
Die funktionellen Gruppen sind reaktionsfähige Stellen. Bringt man Carbonsäuren und Alkohole miteinander
zur Reaktion, so entstehen Ester.
Essigsäure + Ethanol Essigsäureethylester + Wasser
Allgemein:
Carbonsäure + Alkohol Ester + Wasser
Bei der Reaktion der Carboxylgruppe mit der Hydroxylgruppe spaltet sich Wasser ab und es entsteht ein
Estermolekül. Die funktionelle Gruppe der Carbonsäureester ist die R-COO-R'-Gruppe. (R und R':
Abkürzung der jeweiligen Alkylreste).
Kondensationsreaktionen sind Reaktionen, bei denen sich zwei Moleküle unter Abspaltung von Wasser
(oder anderen kleinen Molekülen) vereinigen.
Bei der Kondensation von Säuren und Alkoholen entstehen Ester, man nennt diese Reaktion auch
Veresterung.
Ester niederer Carbonsäuren: Ester aus niederen Carbonsäuren und niederen Alkoholen (jeweils (C 1 –
C 5 ) haben einen angenehmen fruchtigen oder blumigen Geruch und werden als Duft- oder Aromastoffe
verwendet. Solche Ester sind auch gute Lösungsmittel für Fette.
Ester höherer Carbonsäuren: Ester höherer Carbonsäuren und höherer Alkohole findet man in natürlichem
Wachs. Bienenwachs besteht aus Palmitinsäure (C 16 ) und einem C 30 -Alkohol.
Aufgaben
9. Formuliere die Reaktionsgleichung für die Oxidation von Butan-2-ol und von Propanol. Oxidiere zuerst
mit Kupfer(II)oxid und danach mit Fehling-Reagenz.
10. Formuliere die Reaktionsgleichung für die Kondensation von Ethanol mit Ethanol. Zu welcher
Stoffklasse gehört das Produkt?
11. Formuliere die Reaktionsgleichung für die Kondensation von Ethansäure mit Methylamin. Zu welcher
Stoffklasse gehört das Produkt?
12. a) Die Hydroxylgruppe von Salicylsäure kondensiert mit Ethansäurechlorid (CH 3 COCl) zu Acetylsalicylsäure
(Aspirin). Formuliere die Reaktionsgleichung.
b) Aus welchen Edukten kann Paracetamol (HO-C 6 H 4 -NH-CO-CH 3 , Benzolring mit Substituenten in
1,4 Stellung) synthetisiert werden?
13. Nitroglycerin ist ein Ester, der aus dem 3-wertigen Alkohol Glycerin (Propan-1,2,3-triol) und der
anorganischen Salpetersäure (HNO 3 , H ist an O gebunden) gebildet wird. Formuliere die Reaktionsgleichung.
14. Aus Methanol und beliebigen anorganischen Verbindungen soll Methansäuremethylester hergestellt
werden. Formuliere die Reaktionsgleichungen für die drei erforderlichen Reaktionsschritte.

6 Organische Chemie Seite 44
Experimente: Synthese von Essigsäurepentylester
Material und Chemikalien:
Rundkolben, Liebigkühler, Scheidetrichter, Heizpilz, Gummischläuche, Schliffklammern, Stativmaterial
Pentanol, Essigsäure, ZnCl 2 (wasserfrei)
Arbeitsanleitung:
In einem Rundkolben werden 25 ml Pentanol (0.23 mol) mit 25 ml Essigsäure (0.43 mol) gemischt. Dann
werden 7 – 8 Spatel ZnCl 2 zugegeben. Das Gemisch wird bis zum Sieden erhitzt (Stufe 5) und dann
während ca. 20 Minuten rückflussiert (Stufe 3.5).
Das Produkt wird in den Scheidetrichter gegossen und dreimal mit 100 ml Wasser ausgeschüttelt um die
überschüssige Essigsäure zu entfernen.
Scheidetrichter für die
Abtrennung der Essigsäure
Apparatur für die
Synthese
Aufgaben:
1. Formuliere die Reaktionsgleichung mit Strukturformeln und bezeichne bei den Edukten die Teilchen,
die abgespalten werden. Begründe, wieso diese Teilchen abgespalten werden.
2. Welche Funktion hat das ZnCl 2 ?
Herstellung von künstlichem Wintergrünöl (Salicylsäuremethylester)
Prinzip:
Salicylsäure bildet mit Methanol den Salicylsäuremethylester, der in vielen Pflanzen
vorkommt. Er wurde erstmals als duftender Bestandteil des Wintergrüns entdeckt und
deshalb Wintergrünöl genannt.
Reagenzien:
Salicylsäure, Methanol, konz. Schwefelsäure
Material:
Reagenzglas und Reagenzglashalter, 250 ml Becherglas als Wasserbad
Arbeitsanleitung:
Aufgabe:
10 Tropfen Methanol werden in einem Reagenzglas mit 4 Tropfen konz.
Schwefelsäure versetzt. Achtung: Schutzbrille! Dazu gibt man eine kleine
Spatelspitze Salicylsäure (ca. 0.02 g) und erhitzt 5 min lang im siedenden
Wasserbad. Wasserbad: ca. 100 ml Wasser in Becherglas mit Bunsenbrenner zum
Sieden erhitzen.
Formuliere die Reaktionsgleichung mit Strukturformeln und bezeichne bei den Edukten die Teilchen, die
abgespalten werden. Begründe, wieso diese Teilchen abgespalten werden.

6 Organische Chemie Seite 45
Arbeitsblatt Schmerzmittel:
a) Gib an, um was für Stoffklassen es sich handelt.
Schwach wirkende Schmerzmittel
COOH
O
C
CH 3
O
O
H N C CH 3
HOOC
H
N
CH 3
CH 3
OH
Acetylsalicylsäure
Präparate:
Aspirin. Alcacyl, Aspro,
Treupel, Contra-Schmerz,
NeoCitran
Paracetamol
Präparate:
Panadol, Tylenol,
Treupel, Contra-
Schmerz, NeoCitran
Mefenaminsäure
Präparat:
Ponstan
b) Durch welche Reaktion kann Heroin aus Morphin hergestellt werden?
Stark wirkende Schmerzmittel und Drogen
N CH 3 N CH 3
HO
O
Morphin
OH
H 3 C
C
O
O
Heroin
O O C CH 3
O
N CH 2 CH CH 2
H 3 C
CH 2
C
O
C
CH 3
CH 3
CH 2 CH N CH 3
HO
HO
O
O
Methadon
Naloxon
(Gegenmittel bei Heroin-Überdosis)

6 Organische Chemie Seite 46
Arbeitsblatt: Zusammenstellung wichtiger Reaktionen
Oxidationen
prim. Alkohol + .
+ .
sek. Alkohol +
Kondensationen
Alkohol + Carbonsäure
Alkohol + Säurechlorid
Amin + Carbonsäure
Amin + Säurechlorid
Alkohol + Alkohol

6 Organische Chemie Seite 47
6.7 Fette
Fette sind Ester aus höheren Fettsäuren und dem mehrwertigen Alkohol Glycerin (Propan-1,2,3-triol).
H 2 C OH
HC OH
H 2 C OH
H 2 C O
O
C C 17 H 35
O
O
+ 3 C C 17 H 35
HC O C C 17 H 35 + 3
HO
O
H 2 O
H 2 C O C C 17 H 35
Glycerin + Stearinsäure Glycerintristearat + Wasser
Allgemein:
Glycerin + Fettsäuren Fett + Wasser
Die drei Hydroxylgruppen des Glycerins können im Fettmolekül sowohl mit gleichen als auch mit verschiedenen
Fettsäuren verestert sein. Dies erklärt die grosse Vielfalt der Fette.
Eigenschaften von Fetten: Fette sind ausgesprochen hydrophob ("wasserfeindlich"). Sie lösen sich gut in
Benzin und anderen unpolaren Lösungsmitteln. In Wasser sind Fette nicht löslich. Fett und Wasser bilden
scharfe Grenzflächen.
Fette lassen sich in feste, halbfeste und flüssige Fette einteilen. Ursache dafür ist der unterschiedliche Anteil
gesättigter und ungesättigter Fettsäuren. Gesättigte Fettsäuren enthalten keine C=C-Doppelbindungen,
ungesättigte Fettsäuren enthalten C=C-Doppelbindungen in cis-Anordnung.
Der Schmelzpunkt eines Fetts ist um so tiefer, je mehr C=C-Doppelbindungen in den Fettsäuren vorhanden
sind.
Einige wichtige Fettsäuren
Stearinsäure
(C 18 H 36 O 2 ) (18:0)
Ölsäure
(C 18 H 34 O 2 ) (18:1)
Linolsäure
(C 18 H 32 O 2 ) (18:2)
10 9
13 12 10 9
COOH
COOH
COOH
Linolensäure
(C 18 H 30 O 2 ) (18:3)
16 15 13 12
10
9
COOH
Die letzteren zwei Fettsäuren werden auch als essentielle Fettsäuren bezeichnet, da der menschliche
Organismus diese Fettsäuren benötigt, sie aber nicht selbst herstellen kann und somit auf ihre Zufuhr durch die
Nahrung angewiesen ist.
Aufgaben:
15. Zeichne ein Fettmolekül mit einer Palmitinsäure (Hexadecansäure, 16:0), einer Ölsäure (cis-Octa-dec-9-ensäure,
18:1) und einer Linolensäure (alls cis-Octadec-9,12,15-triensäure, 18:3).
16. Wieso haben Fette mit ungesättigten Fettsäuren einen tieferen Schmelzpunkt als Fette mit gesättigten
Fettsäuren?

6 Organische Chemie Seite 48
Experiment: Herstellung von Seife
Ein Fett wird in alkalischer Lösung in Seifeanionen und Glycerin gespalten. Sind die Gegenionen zu den
Seifeanionen Kaliumionen, so entsteht Flüssigseife, im Falle von Natriumionen Kernseife.
Material: - 1 150 ml Becherglas
- 1 100 ml Becherglas
- Thermometer
- Glasstab
- Gummifinger
- Fläschchen mit Schraubverschluss
- Bunsenbrenner, Dreibein, Drahtnetz
- Schutzbrille
Chemikalien: - Fettlösung: 60% Cocosfett und 40 % Oelsäure (18:1),
durch Erwärmen verflüssigt (mit 25 ml Messzylinder)
- 15%-ige Kalilauge (mit 50 ml Messzylinder)
- Wasser (mit 50 ml Messzylinder)
- Duftstoff (Rosen- oder Citronellöl)
Durchführung:
Schutzbrille tragen! Kalilauge ist stark ätzend.
- In einem 150 ml Becherglas werden 50 ml Wasser und 22 ml Fettlösung unter gutem Rühren auf 90° C
(aber nicht höher) erhitzt.
- Gleichzeitig werden in einem 100 ml Becherglas 30 ml Kalilauge ebenfalls auf 90°C erhitzt.
- Beide Bechergläser werden auf die Tischplatte gestellt. Anschliessend wird die Kalilauge unter gutem
Rühren in die Fett/Wasser-Mischung gegeben, bis die Lösung klar erscheint.
- Wenn die Lösung nicht klar wird, muss sie unter gutem Rühren noch einmal auf 90°C erhitzt werden.
- Die fertige Seife kann mit einem Duftstoff (3 Tropfen) parfümiert und/oder einem Lebensmittelfarbstoff
(1 Tropfen) gefärbt und in ein Fläschchen abgefüllt werden.
Untersuchungen der Seife
Material: - 3 Reagenzgläser
- Wasser mit 5 ml Pipette
- 1%-ige Seifenlösung mit 5 ml Plastikpipette
- 4 M Salzsäure mit 3 ml Plastikpipette
- 0.1 M CaCl 2 -Lösung mit 3 ml Plastikpipette
- Bromthymolblaulösung (gelb: neutral, blau: alkalisch)
Durchführung:
1. Gib ca. 2 ml Wasser und 2 ml Seifenlösung in ein Reagenzglas und schüttle. Füge einige Tropfen
Bromthymolblaulösung zu und schüttle.
2. Gib ca. 3 ml Seifenlösung in ein Reagenzglas und füge einige Tropfen Salzsäure (c = 1 mol · l –1 ) zu.
3. Gib ca. 3 ml Seifenlösung in ein Reagenzglas und füge einige Tropfen CaCl 2 -Lösung (c = 0.1 mol · l –1 ) zu.
Aufgaben:
- Zeichne eine Seifenblase (enthält Wasser, Seife und Luft) im Modell.
- Formuliere die Reaktionsgleichungen für Reaktion 1-3.

6 Organische Chemie Seite 49
6.8 Seifen
Ausgangsstoffe für die Seifenherstellung sind vor allem pflanzliche Fette und Öle, die unter Zugabe
von Natronlauge oder Kalilauge stundenlang gekocht werden. Dabei werden die Fette als natürliche
Ester in Glycerin und Fettsäuren gespalten. Von diesem Verfahren stammt der früher gebräuchliche
Ausdruck Verseifung für die Hydrolyse der Ester.
Mit Natronlauge erhält man feste Kernseife, mit Kalilauge dagegen Schmierseife:
H 2 C O
HC O
H 2 C O
O
C
O
C
O
C
C 17 H 35
H 2 C OH
C 17 H 35 + 3 Na + + 3 OH -
3 C 17 H 35 COO - + 3 Na + + HC OH
C 17 H 35
H 2 C OH
Glycerintristearat + 3 NaOH 3 Natriumstearat + Glycerin
Seifen sind Natrium- oder Kaliumsalze der höheren Fettsäuren.
Nachteile von Seifen:
- In hartem Wasser reagieren die für die Waschwirkung entscheidenden Fettsäureanionen mit den
Ca 2+ -Ionen des Wassers zu schwerlöslichen Salzen, den Kalkseifen. Dadurch wird ein Teil der
Seife nutzlos verbraucht, andererseits lagert sich die Kalkseife als "Grauschleier" auf der Wäsche
ab.
2 C 17 H 35 COO – + Ca 2+ (C 17 H 35 COO) 2 Ca
- In saurem Wasser werden die Carboxylat-Anionen protoniert. Die sich bildenden Fettsäuren
scheiden sich im Wasser als weisse Flocken ab.
C 17 H 35 COO – + H 3 O + C 17 H 35 COOH + H 2 O
- Seifen wirken alkalisch:
C 17 H 35 COO – + H 2 O C 17 H 35 COOH + OH-
Grenzflächenaktivität: Grenzflächenaktive Stoffe wie Seifen nennt man Tenside. Sie reichern sich
an Grenzflächen an. Taucht man z.B. ein Stück Kernseife in Wasser, dessen Oberfläche mit einem
Pulver bestreut wurde, so bewegt sich das Pulver sofort von der Seife weg. Das Tensid besetzt die
Grenzfläche zwischen Wasser und Luft. Dabei bilden sich zwischen den Carboxylatgruppen und den
Wassermolekülen Wasserstoffbrücken. Die unpolaren Alkylreste sind hydrophob und ragen aus der
Oberfläche des Wassers heraus. Dasselbe geschieht auch an der Grenzfläche zwischen einer polaren
und einer unpolaren Lösung (z. B. Wasser und Benzol).

6 Organische Chemie Seite 50
Micellbildung und Emulgiervermögen: Wenn eine
Seifenlösung mehr Seife enthält, als an der Oberfläche Platz
hat, bilden sich in der Lösung Aggregate von Seifenionen, die
Micellen. Die hydrophoben Alkylreste lagern sich zusammen
und bilden das Innere der Micelle. Die hydrophilen Carboxylatgruppen
bilden mit Wassermolekülen Wasserstoffbrücken
aus. Durch die Ausbildung von Micellen wirken Tenside als
Emulgatoren. Gibt man z.B. wenig Öl in Wasser, so lagert sich
das Öl in das hydrophobe (oder lipophile) Innere der Micellen
ein und wird so in kleinsten Tröpfchen im Wasser verteilt. Es
liegt eine Öl-in-Wasser-Emulsion (O/W) vor. In Wasser-in-Öl-
Emulsionen (W/O) ist das Wasser in Form kleinster Tröpfchen
im Öl verteilt. Die polaren Gruppen sind nun im Inneren der
Micellen, während die Alkylreste aussen mit Ölmolekülen Vander-Waals-Bindungen
eingehen.
Dispergiervermögen: Tenside ermöglichen nicht nur das
Emulgieren nicht miteinander mischbarer Flüssigkeiten, sie
begünstigen auch das feine Verteilen oder Dispergieren
unlöslicher Feststoffe in Flüssigkeiten. Aktivkohle kann z.B.
durch Filtrieren von Wasser getrennt werden. Nach Zugabe
eines Tensids wird die Aktivkohle jedoch dispergiert und läuft
durch das Filterpapier.
Waschvorgang: Beim Waschen sind alle beschriebenen
Eigenschaften der Tenside von Bedeutung. In einer Seifenlösung
beginnt das Ablösen von Öl von einem Gewebe durch
Anreicherung der Seifenionen an der Grenzfläche zwischen
Lösung und Faser. Aufgrund der erniedrigten Oberflächenspannung
(siehe Kapitel 5) kann das Wasser das Gewebe
benetzen und in die Fasern eindringen. Die hydrophoben
Alkylreste treten mit dem unpolaren Schmutz in Wechselwirkung,
der Schmutz wird in kleinere Bruchstücke zerlegt.
Schliesslich wird er in Micellen eingelagert und abtransportiert.
Grenzflächenadsorption und
Micellbildung in einer Seifenlösung
Phasen der Schmutzablösung beim
Waschen
Synthetische Tenside: Die Nachteile der Seife führten nach dem 1. Weltkrieg zu intensiven
Versuchen, grenzflächenaktive Substanzen mit günstigeren Eigenschaften herzustellen. Als Leitfaden
diente das Strukturprinzip der Seifenanionen: ein langkettiger Alkylrest und eine polare Endgruppe.
Heute gibt es anionische, kationische, nichtionische und zwitterionische Tenside.
Dodecylsulfat (Natriumlaurylsulfat) ist ein wichtiges anionisches Tensid, das stark schäumt. Es wird in
Duschgel, Zahnpasta und Shampoo eingesetzt. Es ist eine sehr schwache Base, d.h. es macht
Wasser nicht alkalisch und reagiert nicht mit H 3 O + in sauren Lösungen.
O
O
S
O
Na +
O

6 Organische Chemie Seite 51
6.9 Fossile Brennstoffe
Vollständige Verbrennung: ....................................................................................................................
Zunahme von
Erdgas .............................................................................
- .......................................................
Erdöl: - ........................................................
- ........................................................
..............................................................................
..............................................................................
..............................................................................
................................................................................
Russbildung:
(Unvollständige Verbrennung)
Saurer Regen:
Treibhauseffekt: Bei der Verbrennung von Kohlenwasserstoffen entsteht CO 2 und Wasser. CO 2 und
Wasserdampf lassen das sichtbare und kurzwellige (UV) Sonnenlicht zur Erde durchdringen, absorbieren
aber die von der Erde zurückgeworfene langwellige Wärmestrahlung, so dass sich die erdnahe
Luftschicht erwärmt. Der natürliche Treibhauseffekt bewirkt eine mittlere globale Temperatur von etwa
+ 15°C.
Seit 1958 ist der CO 2 -Gehalt der Atmosphäre
laufend gestiegen, eine Folge des wachsenden
Verbrauchs fossiler Brennstoffe. Diese Zunahme
verstärkt den natürlichen Treibhauseffekt und
führt somit zu einem Temperaturanstieg.
Bei der Verbrennung nachwachsender Brennstoffe
wird zwar auch CO 2 freigesetzt, beim Nachwachsen
neuer Pflanzen für die Photosynthese
aber wieder aufgenommen.
Photosynthese
6 CO 2 + 6 H 2 O C 6 H 12 O 6 + 6 O 2
Verbrennung
H 2 O, CO 2
H 2 O
CO 2
Rapspflanze
CO 2
6.10 Alkane, Alkene und Alkine
Rapsöl

6 Organische Chemie Seite 52
Alkane
Die häufigste Reaktion der Alkane ist die Verbrennung, bei der viel Energie freigesetzt wird. Bei
vollständiger Verbrennung entstehen Kohlenstoffdioxid und Wasser. Aus der Sicht des Chemikers ist
die Verbrennung eine nutzlose Reaktion, da keine verwertbaren Reaktionsprodukte erhalten werden.
Die Alkane sind sehr reaktionsträge, was sich durch ihre Struktur erklären lässt. Alle Atome weisen die
maximale Zahl an Bindungspartnern auf, d.h. die Alkane sind gesättigte Kohlenwasserstoffe. Bevor
eine neue Bindung geknüpft werden kann, muss eine andere Bindung gelöst werden. C-H-Bindungen
sind sehr stabile Bindungen, die etwas schwächeren C-C-Bindungen sind durch die Wasserstoffatome
gegen Angriffe geschützt. Die Reaktion mit den reaktionsfreudigen Halogenen Chlor und Brom stellt
eine der wenigen Möglichkeiten dar, um aus den reaktionsträgen Alkanen verwertbare Produkte zu
synthetisieren.
Experiment: Hexan wird mit Brom versetzt und das Gemisch wird mit einer Lampe belichtet. Die
entweichenden Dämpfe werden zuerst über Universalindikatorpapier geleitet und
danach in Silber(I)-nitrat-Lösung eingeleitet.
Formuliere die Reaktionsgleichungen für die Bromierung von Hexan und die Nachweisreaktionen
von Bromwasserstoff.
Reaktionsmechanismus der Bromierung von Methan:
Die Reaktion von Alkanen mit Brom findet nur statt, wenn Energie in Form von Licht oder Wärme zugeführt
wird, da Brom-Moleküle zuerst in Radikale aufgepalten werden müssen (homolytische Bindungsspaltung).
Licht, Wärme
1) Br–Br 2 Br
Br-Radikale sind reaktiv genug, um ein H aus einer C–H-Bindung abzulösen.
2) CH 4 + Br CH 3 + H-Br
Das Methyl-Radikal vermag mit einem Brom-Molekül zu reagieren:
3) CH 3 + Br 2 CH 3 Br + Br
Das bei Reaktion 3) entstandene Brom-Radikal steht wieder für Reaktion 2) zur Verfügung.
Beendet man die Belichtung, so bricht die Reaktion nach kurzer Zeit ab, da sich zwei Radikale beim
Zusammenstoss vereinigen.
4) H 3 C + CH 3 H 3 C–CH 3
H 3 C + Br
H 3C–Br

6 Organische Chemie Seite 53
Die Gesamtreaktion ist eine Substitution, bei der die angreifenden Teilchen Radikale sind. Sie wird
deshalb radikalische Substitution (abgekürzt S R ) genannt:
CH 4 + Br 2 CH 3 Br + H-Br
Da jedes Wasserstoffatom eines Alkanmoleküls durch ein Halogenatom ersetzt werden kann, gibt es
eine Vielzahl von Halogenalkanen.
Eigenschaften und Verwendung von Halogenalkanen:
Je mehr Wasserstoffatome durch Halogenatome ersetzt sind, desto schlechter ist die Brennbarkeit.
Vollständig substituierte Halogenalkane sind nicht brennbar
- Kleine Halogenalkane (Fluor-Chlor-Kohlenwasserstoffe, FCKW) wurden als Treibgase in
Spraydosen, zum Entfetten von Metallteilen, in der chemischen Reinigung (Tetrachlorethen), als
Feuerlöschmittel, als Narkosemittel (z.B. Halothan, 2-Brom-2-chlor-1,1,1-trifluorethan), als
Kältemittel in Kühlschränken und bei der Herstellung von Schaumstoffen verwendet. Heute sind
Halogenalkane für die meisten dieser Anwendungen verboten.
- Durch Halogenierung können aus dem Erdöl gewonnene Alkane in verwertbare Produkte
umgewandelt werden:
R
H
C
H
H
H
H
+ Cl 2 + OH Oxidation O Oxidation
R C Cl R C OH R C
– HCl – Cl
H
H
H
R
C
O
OH
Da Halogenkohlenwasserstoffe in der Natur kaum vorkommen, sind sie schwer abbaubar. FCKW
gelangen durch Diffusion in 10 – 20 Jahren in die Stratosphäre und zerstören die Ozonschicht, welche
die Erde vor UV-B-Strahlen schützt.
Alkene
Treten in Kohlenwasserstoffen C=C-Doppelbindungen auf, so gehören die Moleküle zur Stoffklasse
der Alkene. Es handelt sich um ungesättigte Kohlenwasserstoffe.
Im Unterschied zu den C _ C-Einfachbindungen sind Doppelbindungen starr, also nicht frei drehbar.
Die vier Substituenten einer Doppelbindung liegen mit den beiden C=C in derselben Ebene. Deshalb
gibt es für die Substituenten an einer C=C-Gruppe unterschiedliche geometrische Anordnungen, es
existieren damit zwei isomere Moleküle.
H 3 C
H
C
C
CH 3
H
H
H 3 C
C
C
CH 3
H
cis-But-2-en
trans-But-2-en
cis-trans-Isomerie: Unterschiedliche räumliche Anordnung der Substituenten an einer C=C-
Doppelbindung bei gleicher Atomsequenz und gleicher Summenformel.
Im Gegensatz zur Einfachbindung stellt die Doppelbindung einen Ort stark erhöhter Reaktionsfähigkeit
dar. Die Elektronendichte ist im Bereich der Doppelbindung erhöht. Nähert sich ein Brom-Molekül

6 Organische Chemie Seite 54
diesem Bereich erhöhter negativer Ladung, so kann es zu einer Polarisierung des Brom-Moleküls
kommen. Durch die erhöhte Ladungsdichte der Doppelbindung werden die Elektronen des Brom-
Moleküls abgestossen. Gleichzeitig wird ein Elektronenpaar des Alkens auf die positivierte Seite des
Brom-Moleküls verschoben. Zwischen dem C-Atom und dem positivierten und deshalb elektrophilen
Br-Atom bildet sich eine Bindung, gleichzeitig entsteht ein Br - -Ion. Man spricht von einer
heterolytischen Bindungsspaltung. Im zweiten Reaktionsschritt lagert sich das nucleophile Br – -Ion an
das nun positiv geladene C-Atom an und es bildet sich eine weitere C–Br-Bindung. So erfolgen bereits
bei Zimmertemperatur Additionsreaktionen.
Carbenium-Ion
Reaktionsmechanismus der
elektrophilen Addition von
Brom an Ethen:
H
H
C
C
H
H
H
H
C
C
H
H
Gesamtreaktion:
Elektrophile Addition
Ethen + Brom 1,2-Dibromethan
Die Elektronendichte im Bereich der Doppelbindung wird durch Substituenten an den C-Atomen
beeinflusst. So reagiert Chlorethen etwa 25-mal langsamer mit Brom als Ethen. 1,2-Dichlorethen
reagiert nocht langsamer und Tetrachlorethen praktisch nicht. Aufgrund der grösseren Elektronegativität
kommt es zu einer Elektronenverschiebung der C-Cl-Bindung. Die Ladungsverschiebung wirkt über
die direkt betroffene Bindung hinaus auch auf die benachbarten Bindungen. Im Bereich der C=C-
Bindung nimmt die Elektronendichte ab.
Ethen (Ethylen): Ethen ist heute der wichtigste Grundstoff für organische Synthesen in der
chemischen Industrie. Da Ethen-Moleküle symmetrisch gebaut sind, ergeben sich bei der Addition
keine isomeren Nebenprodukte. Etwa die Hälfte des hergestellten Ethens wird zum Kunststoff
Polyethen (Polyethylen, PE) umgesetzt.
Alkine
Treten in Kohlenwasserstoffen CC-Dreifachbindungen auf, so gehören die Moleküle zur Stoffklasse
der Alkine. Ethin, der einfachste Vertreter der Alkine, brennt mit einer sehr hellen und stark russenden
Flamme; Ethin-Luft-Gemische sind. explosionsfähig. Mit reinem Sauerstoff erreicht man eine
Verbrennungstemperatur von 3000°C. Ethin wird daher zum Schweissen verwendet.
Bei Alkinen sind Additionsreaktionen in zwei Stufen möglich.
Aufgaben:
17. Ein Mol Cyclopenten wird mit drei Mol Brom gemischt.
a) Das Gemisch wird zuerst im Dunkeln reagieren gelassen.
b) Danach wird das Gemisch belichtet.
Formuliere alle Reaktionsgleichungen (Gesamtreaktion für a) und b) und Reaktionsmechanismus)
18. Ein Mol 1,2-Dichlorbut-1,3-dien wird mit einem Mol Chlor reagieren gelassen. Formuliere die
Reaktionsgleichung für die Gesamtreaktion. Welche der beiden Doppelbindungen wird bevorzugt
chloriert? Begründe.

6 Organische Chemie Seite 55
Bildung und Abbau von Ozon in der Stratosphäre
Zerstörung des Ozons am Beispiel von CF 2 Cl 2 :
UV-C
CF 2 Cl 2 CF 2 Cl . + Cl .
Cl . + O 3 ClO . + O 2 1 Chloratom kann bis zu 100'000 O 3 -
ClO . + O 3 Cl . + 2O 2 Moleküle zerstören
2 O 3 3 O 2
Bildung und Abbau von Ozon in der Troposphäre

6 Organische Chemie Seite 56
Arbeitsblatt: Energetische Betrachtungen zur Halogenierung von Alkanen und Alkenen
Bindungsenthalpien in kJ/mol
Br−Br 193 H−Br 366 H−H 436 C=C 614
C−Br 285 C−H 413 C−C 348
Wieso findet bei der Bromierung von Ethan Reaktion 1) statt und nicht Reaktion 2)?
Berechne für beide Reaktionen die Reaktionsenthalpie H.
1)
H
H
C
H
H
C
H
H H
H + Br Br H C C H + H Br
H Br
H =
2)
H
H
C
H
H
C
H
H H
H + Br Br
H C C H + H H
Br Br
H =
Wieso findet bei der Bromierung von Ethen eine Addition 3) und nicht eine Substitution 4) statt?
Berechne für beide Reaktionen die Reaktionsenthalpie H.
3)
H
H
C
C
H
H
H H
+ Br Br
H C C
Br Br
H
H =
4)
H
H
C
C
H
H
+ Br Br
H
H
C
C
H
Br
+ H Br
H =

6 Organische Chemie Seite 57
6.11 Kunststoffe
Nach dem 2. Weltkrieg haben die Kunststoffe in vielen Bereichen die herkömmlichen Werkstoffe wie
Holz, Metall und Stein verdrängt. Dies ist auf ihre vielseitige Verwendbarkeit zurückzuführen.
Kunststoffe lassen sich bei ihrer Synthese gezielt mit den gewünschten Eigenschaften herstellen.
Vorteilhafte Eigenschaften
- Als Nichtleiter isolieren Kunststoffe gut
gegen Elektrizität und Wärme.
- Beständigkeit gegen Wasser und Luft.
- Beständigkeit gegen Säuren und Laugen.
- Kunststoffe lassen sich bei der Herstellung
leicht verformen, einfärben und
verarbeiten.
- "Werkstoffe nach Mass".
Nachteilige Eigenschaften
- Geringe Härte und Kratzfestigkeit.
- Meistens geringe Temperaturbeständigkeit
- Geringe Beständigkeit gegen organische
Lösungsmittel.
- Elektrische Aufladung beim Reiben.
- Unter Einwirkung von Licht und Wärme
werden viele Kunststoffe brüchig.
- Wegwerfartikel
Bei der Synthese von Kunststoffen geht man von kleinen Molekülen aus. Diese Monomere sind die
Bausteine für die Bildung kettenförmiger oder netzförmiger Makromoleküle. Die Monomere müssen
Mehrfachbindungen oder mindestens zwei funktionelle Gruppen besitzen. Ihre Verknüpfung zu
Polymeren kann je nach Art der Monomeren durch verschiedene Polyreaktionen erfolgen.
Polymerisation: Bei der Polymerisation geht man von ungesättigten Monomeren aus. Als funktionelle
Gruppe reagieren C=C-Doppelbindungen. Die Reaktion verläuft als Kettenreaktion und wird durch
Initiatoren wie Radikale oder Ionen ausgelöst. Bei der Reaktion eines Radikals entsteht ein neues
Radikal. Durch Anlagerung weiterer Monomere wird die Kette verlängert. Es bilden sich thermoplastische
Kunststoffe, die man als Polymerisate bezeichnet.
Bildung von Radikalen
Wärme, Licht
R R
R
Initiatormolekül
+ R
Radikal
Mechanismus der
radikalischen Polymerisation
Kettenstart
H H
H H
R + C C
R C C
H H
H H
Monomermolekül
Kettenwachstum
R
H H
C C
H H
H H
+ n C C
H H
R
H H
C C
H H
H H
C C
nH H
Kettenabbruch
R
H H
C C
H H
H H
C C
nH H
+
H H
C C
H H
H H
C C
H H
R
m
R
H H
C C
H H
R
n+m+2

6 Organische Chemie Seite 58
H
C
H
H
C
H
H
C
H
F
C
F
H
C
H
H
C
H
H
C
H
H
C
CH 3
H
C
Cl
F
C
F
H
C
CN
H
C
H H
C C
H H n
H H
C C
H CH 3 n
H H
C C
H Cl n
F F
C C
F F n
H H
C C
H CNnn
H H
C C
H
n
Polyethen (PE)
Lupolen, Hostalen
Polypropen (PP)
Polyvinylchlorid (PVC)
Polytetrafluorethen
(PTFE), Teflon
Polyacrylnitril (PAN)
Dralon, Orlon
Polystyrol (PS)
Styropor
Wichtige Polymere aus
Ethen und Ethenderivaten
H
H
C
C
H
COOCH 3
H H
C C
H COOCH 3
n
Polymethacrylsäuremethylester
(PMMA)
Plexiglas
Polykondensation: Bei der Polykondensation geht man von Monomeren mit mindestens zwei
funktionellen Gruppen aus. Als funktionelle Gruppen eignen sich Hydroxylgruppen, Carboxylgruppen
und Aminogruppen. Die Verknüpfung erfolgt zuerst zu Dimeren, woraus durch weitere Kondensation
schliesslich Makromoleküle entstehen. Bei jedem Reaktionsschritt spalten sich kleinere Moleküle aus
zwei miteinander reagierenden funktionellen Gruppen ab.
Die Polykondensation von bifunktionellen Monomeren führt zu linearen, thermoplastischen Makromolekülen.
Aus trifunktionellen Monomeren bilden sich dreidimensional vernetzte, duroplastische
Makromoleküle. Die nach diesem Reaktionstyp gebildeten Kunststoffe heissen allgemein Polykondensate
(Polyamide oder Polyester).
Beispiel:
H
O
O
C
(CH 2 ) 2
O
C
O
H
-H O O
2 O
+ H O (CH
... O ...
2 ) 4 O H
O C (CH 2 ) 2 C O (CH 2 ) 4
Disäure + Diol Polyester
Polyaddition: Die Verknüpfung von Monomeren kann auch über funktionelle Gruppen erfolgen, die
Additionsreaktionen eingehen. Im Gegensatz zur Polykondensation werden keine kleineren Moleküle
abgespalten. Kennzeichnend für die Polyaddition ist die Übertragung von Wasserstoffatomen von
einer Monomerart zur anderen. Zu den wichtigsten durch Polyaddition hergestellten Kunststoffen
gehören die Polyurethane.
Beispiel:
O C N (CH
...
2 ) 2 N C O + H O (CH C N (CH 2 ) 2 N C
O ...
2 ) 4 O H
O (CH 2 ) 4
Diisocyanat Diol Polyurethan
O
H
H
O

6 Organische Chemie Seite 59
Klassifizierung von Kunststoffen
Thermoplaste bestehen aus linearen Molekülen unterschiedlicher Länge, die durch Wasserstoffbrücken,
Dipol-Dipol-Kräfte und/oder Van-der-Waals-Kräfte zusammengehalten werden. Sie werden
aus Monomeren mit zwei funktionellen Gruppen hergestellt. Beim Erwärmen werden die zwischenmolekularen
Bindungen allmählich gelöst und die Ketten können aneinander vorbeigleiten. Der
Thermoplast erweicht und schmilzt schliesslich. Bei höherer Temperatur lassen sich thermoplastische
Kunststoffe in beliebige Formen pressen. Nach dem Abkühlen erhält man ein festes thermoplastisches
Formteil.
Duroplaste bestehen aus netzartigen Strukturen. Die Monomere haben drei funktionelle Gruppen und
können durch Elektronenpaarbindungen dreidimensional vernetzt werden. Erhitzt man Duroplaste, so
bleibt die dreidimensionale Struktur erhalten. Erst bei sehr hohen Temperaturen zerreisst das Netz
unter Spaltung von Elektronenpaarbindungen, wobei sich der Kunststoff zersetzt.
Da sich duroplastische Kunststoffe in der Wärme nicht verformen lassen, müssen sie bereits bei der
Synthese die gewünschte Form erhalten. Nach dem Aushärten können sie nur noch mechanisch
bearbeitet werden.
Elastoplaste bestehen ebenfalls aus Netzstrukturen, die aber weitmaschiger sind als bei den
Duroplasten. Elastoplaste (oder Elastomere) lassen sich unter Zug oder Druck leicht verformen.
Wegen ihrer Elastizität kehren sie danach immer wieder in ihre ursprüngliche Form zurück. Bei hoher
Temperatur zersetzen sich Elastoplaste ähnlich wie Duroplaste. Die Verarbeitung der Elastoplaste
erfolgt wie bei den Duroplasten. Sie werden meist unter Einwirkung von Hitze und Druck in der
Endform synthetisiert.
Zersetzung
Abbau der
Makromoleküle
Thermoplaste
Zersetzungstemperaturbereich
plastischer Zustand
Makromoleküle
frei beweglich
Elastoplaste
Thermoplaste
Fliesstemperaturbereich
weichplastischer
Zustand
Makromoleküle
teilweise frei beweglich
Duroplaste
Thermoplaste
Elastoplaste
Erweichungstemperaturbereich
hartelastischer
Zustand
Makromoleküle fest
miteinander verbunden

6 Organische Chemie Seite 60
Arbeitsblatt: Bildung von Polymeren
Strukturformeln der
Monomeren
Strukturformel des Polymeren (Ausschnitt)
HO-(CH 2 ) 4 -OH
HOOC
COOH
COOH
Name der Monomeren Polyreaktionstyp
Name des
Polymeren
Kunststofftyp
1,3,5-Benzoltricarbonsäure
Strukturformel des
Monomeren
Strukturformel des Polymeren (Ausschnitt)
H
C
H
C
H
CH 3
Name des Monomeren Polyreaktionstyp
Name des
Polymeren
Kunststofftyp
Strukturformeln der
Monomeren
Strukturformel des Polymeren (Ausschnitt)
HOOC
COOH
H 2 N-(CH 2 ) 4 -NH 2
Name der Monomeren Polyreaktionstyp
Name des
Polymeren
Kunststofftyp
Terephtalsäure

6 Organische Chemie Seite 61
Arbeitsblatt: Zusammensetzung von Polymeren
Strukturformeln der
Monomeren
Strukturformel des Polymeren (Ausschnitt)
F F F F F F
C C C C C C
F F F F F F
Name des
Monomeren
Polyreaktionstyp
Name des
Polymeren
Kunststofftyp
Strukturformel des
Monomeren
Strukturformel des Polymeren (Ausschnitt)
O
H O H O H O
C C O C C O C C
CH 3 CH 3 CH 3
Name des
Monomeren
Polyreaktionstyp
Name des
Polymeren
Kunststofftyp
Strukturformeln der
Monomeren
Strukturformel des Polymeren (Ausschnitt)
O
O
O
C N N C O (CH 2 ) 2 O C N
N
H H H H
O
C
Name der
Monomeren
Polyreaktionstyp
Name des
Polymeren
Kunststofftyp

7 Stöchiometrie und Reaktionsenthalpie Seite 62
7 Stöchiometrie und Reaktionsenthalpie
7.1 Soffmengenkonzentration, molares Volumen und Gasgleichung
Die Stoffmengenkonzentration
Um den Gehalt einer Substanz in einer Lösung anzugeben, wird die Stoffmengenkonzentration c verwendet.
Wenn die Art des Lösungsmittels nicht angegeben ist, wird Wasser verwendet.
Es gilt:
c
n
V
c: Stoffmengenkonzentration [c] = 1 mol/l
n: Stoffmenge des gelösten Stoffes [n] = 1 mol
V: Volumen der Lösung [V] = 1 l
Das molare Volumen
Bei Gasen lässt sich das Volumen einfacher bestimmen als die Masse. Deshalb ist die Erkenntnis von
Avogadro, dass in 1 Liter Helium gleich viele Moleküle enthalten sind wie in einem Liter Sauerstoff, von grosser
Bedeutung. Das Gesetz von Avogadro lautet:
Gleiche Volumina gasförmiger Stoffe enthalten bei gleicher Temperatur und gleichem Druck gleich
viele Teilchen.
Helium
22.4 l
Sauerstoff
Wählt man als äussere Bedingungen p = 101'325 Pa
und T = 273 K (0°C), so nimmt bei Gasen die Stoffmenge
1 mol ein Volumen von 22.4 Liter ein.
Unter diesen Normbedingungen enthalten 22.4 l eines idealen
Gases 6 . 10 23 Teilchen (d.h. Gasmoleküle).
m = 4 g
n =1 mol
m = 32 g
n = 1 mol
N = N = 6.02 10 23 N = N = 6.02 10 23
Es gilt somit:
n
V
V
m
(p, T = konst.)
n: Stoffmenge [n] = 1 mol
V: Volumen des Gases [V] = 1 l
V m : Molares Volumen
[V m ] = 1 l / mol
Das molare Volumen von idealen Gasen beträgt:
bei Normbedingungen (p = 101'325 Pa, T = 273 K): V m = 22.4 l / mol
bei Standardbedingungen (p = 101'325 Pa, T = 298 K): V m = 24.45 l / mol
Die allgemeine Gasgleichung
Wenn die Stoffmenge nicht bei Norm- oder Standardbedingungen berechnet werden soll, so kommt die
allgemeine Gasgleichung zur Anwendung (Herleitung siehe Physik).

7 Stöchiometrie und Reaktionsenthalpie Seite 63
p V nR T
R = 8.3144 J . K -1 . mol -1
Diese Gleichung gilt streng genommen nur für ideale Gase:
- kein Eigenvolumen der Gasteilchen
- keine Kräfte zwischen den Teilchen
Reale Gase erfüllen diese Gleichung um so besser, je kleiner der Druck und je höher die Temperatur. Unter
diesen Bedingungen spielen die Wechselwirkungen zwischen den Molekülen die geringste Rolle.
Aufgaben
1. Wie viel Gramm Magnesiumchlorid muss man abwägen, um 2 l einer Lösung herzustellen, deren Chlorid-
Ionenkonzentration 0.05 mol/l beträgt?
2. Schwefelsäure-Lösung (H 2 SO 4(aq) ) reagiert mit Natronlauge (NaOH (aq) ) zu Natriumsulfat (Na 2 SO 4 ) und
Wasser. Wie viele Milliliter Natronlauge mit c(NaOH) = 0.75 mol / l werden benötigt, damit die
Schwefelsäure in 50 ml Schwefelsäure-Lösung mit c(H 2 SO 4 ) = 0.15 mol / l vollständig reagiert?
3. Natriumthiosulfat (Na 2 S 2 O 3 ) reagiert mit Iod vollständig zu Natriumtetrathionat (Na 2 S 4 O 6 ) und Natriumiodid.
Welches Volumen einer Lösung mit c(Na 2 S 2 O 3 ) = 0.64 mol / l braucht es zur vollständigen Umsetzung von
15.3 g I 2 ?
4. Lösung 1: 2 g Calciumbromid werden in Wasser gelöst, so dass das Volumen der Lösung
0.4 Liter beträgt.
Lösung 2: 2 g Aluminiumbromid werden in Wasser gelöst, so dass das Volumen der Lösung
0.4 Liter beträgt.
Lösung 1 und 2 werden gemischt. Berechne die Konzentration der Calcium-, Aluminium- und Bromid-Ionen
in der Mischlösung.
5. Bestimmung des Citronensäure- und Vitamin C-Gehalts in einer Zitrone
a) Wie viel Gramm Citronensäure (C 6 H 8 O 7 ) enthalten 10 ml Zitronensaft, wenn für die vollständige
Reaktion der Citronensäure 18 ml Natronlauge mit c(NaOH) = 1 mol/l verbraucht wurde? Citronensäure
reagiert mit NaOH zu Na 3 C 6 H 5 O 7 und H 2 O.
b) Wie viel Gramm Vitamin C (C 6 H 8 O 6 ) enthält eine Zitrone, wenn für die vollständige Umsetzung des
darin enthaltenen Vitamin C 45 ml Iodat-Lösung mit c(KIO 3 ) = 0.02 mol/l benötigt wurde?
3 C 6 H 8 O 6 + KIO 3 3 C 6 H 6 O 6 + KI + 3 H 2 O
6. 1000 g Soda (Na 2 CO 3 ) werden in einem Tank in Wasser gelöst. 250 ml der Lösung werden mit HCl-Lösung
mit c(HCl) = 0.5 mol / l titriert, wobei 40 ml verbraucht werden. Berechne das Volumen der Lösung im Tank.
Soda reagiert mit HCl zu NaCl, CO 2 und H 2 O.
7. Wie viel Teilchen enthalten 50 Liter Sauerstoff bei 60°C und 90'000 Pa?
8. Berechne das molare Volumen von Stickstoff bei 200°C und 50'000 Pa.
9. Welche Dichte haben Kohlenstoffmonoxid, Stickstoff und Sauerstoff bei 50°C und 100'000 Pa?

7 Stöchiometrie und Reaktionsenthalpie Seite 64
10. 0.19 ml Ethanol (Dichte: 782 kg/m 3 ) wurden verdampft. Bei einer Temperatur von 89°C ergab sich ein
Gasvolumen von 90 ml. Der Luftdruck betrug 101'000 Pa. Berechne die molare Masse von Ethanol.
11. Eine Verbindung aus den Elementen C, H und N hat eine molare Masse von 162 g . mol -1 .
Bei der vollständigen Verbrennung von 5.278 g Verbindung entstehen bei Normbedingungen 14.336 g
Kohlenstoffdioxid, 728 ml Stickstoffgas und Wasser.
Ermittle die Summenformel der Verbindung und zeichne eine mögliche Strukturformel.
12. Ein Gemisch von C 2 H 6 und C 3 H 8 wird mit O 2 vollständig verbrannt unter Bildung von 12.5 g CO 2 und 7.2 g
H 2 O. Wieviel Massenprozent C 2 H 6 enthält das Gemisch?
7.2 Die Reaktionsenthalpie
Der Energieinhalt der Welt ist konstant
Energieerhaltungssatz
1. Hauptsatz der Thermodynamik
(in der Formulierung des deutschen Physikers Clausius)
Dies bedeutet, dass Energie weder neu geschaffen, noch zerstört werden kann.
Energie, d.h. die Fähigkeit Arbeit zu leisten, existiert in verschiedenen Formen und kann als kinetische Energie
oder potentielle Energie in Erscheinung treten. Potentielle und kinetische Energie sowie auch die verschiedenen
Energieformen können ineinander umgewandelt werden.
Auch chemische Vorgänge sind immer mit Energieumsätzen verknüpft. Die Wärmeenergie, die ein System bei
konstantem Druck an die Umgebung abgibt oder von ihr aufnimmt, wird als Reaktionsenthalpie (H)
bezeichnet. Die meisten chemischen Reaktionen erfolgen bei konstantem Druck.
Stoffsystem
wird durch die Reaktion vorerst wärmer als die
Umgebung bzw. als die Edukte
exotherm
Wärmefluss
Umgebung
(Lufthülle)
Stoffsystem
wird durch die Reaktion vorerst kälter als die
Umgebung bzw. als die Edukte
endotherm
Wärmefluss
Umgebung
(Lufthülle)
Exotherme Reaktionen Wärmeabgabe H < 0, Vorzeichen von H negativ
Endotherme Reaktionen Wärmeaufnahme H > 0, Vorzeichen von H positiv
Da chemische Reaktionen durch Trennung und Neubildung von Bindungen charakterisiert sind, ist die
Veränderung des Energieinhalts in erster Linie durch die Energiebilanz dieser Vorgänge bestimmt.
- Um eine Bindung zu trennen, ist stets Energie erforderlich.
- Bei der Bildung einer Bindung wird stets Energie frei.

7 Stöchiometrie und Reaktionsenthalpie Seite 65
Werden bei einer Reaktion also schwache Bindungen gespalten und neue, festere Bindungen gebildet, so
verläuft die Reaktion exotherm. Werden starke Bindungen gespalten und neue schwache gebildet, so verläuft
die Reaktion endotherm.
In vielen Fällen können die gleichen Produkte auf verschiedene Weise hergestellt werden. Der Energieumsatz
ist dabei unabhängig vom Reaktionsverlauf, sonst würde der Energieerhaltungssatz nicht erfüllt. Diese
Überlegungen wurden im Satz von Hess zusammengefasst:
Die Reaktionsenthalpie ist unabhängig vom Reaktionsweg. Sie hängt nur vom Anfangs- und
Endzustand des Systems ab.
Beispiel:
Graphit kann direkt zu Kohlenstoffdioxid verbrannt werden (Weg A) oder indirekt über
Kohlenstoffmonoxid (Weg B und C).
CO
+ ½ O 2
+ ½ O 2
C CO 2
+ O 2
Weg A: C (Graphit) + O 2 (g) CO 2 (g) H A = -393 kJ . mol -1
Weg B: C (Graphit) + ½ O 2 (g) CO(g) H B = -111 kJ . mol -1
Weg C: CO(g) + ½ O 2 (g) CO 2 (g) H C = -282 kJ . mol -1
Entsprechend dem Satz von Hess gilt:
H A = H B + H C = -111 kJ . mol -1 + (-282 kJ . mol -1 ) = -393 kJ . mol -1
Würde die Reaktion über Weg A mehr Energie liefern als bei der Rückreaktion über Weg B und C zugeführt
werden muss, so könnte man Energie aus dem "Nichts" erzeugen (Perpetuum mobile). Gemäss
Energieerhaltungssatz ist dies nicht möglich.
Berechnung von Reaktionsenthalpien aus Bindungsenthalpien
Der für die Spaltung von 1 mol einer bestimmten Elektronenpaarbindung notwendige Energiebetrag
wird molare Bindungsenthalpie genannt.
Beispiele: H _ H (g) 2 H(g) H m = + 436 kJ·mol –1
2 H(g) H _ H(g) H m = - 436 kJ·mol –1

7 Stöchiometrie und Reaktionsenthalpie Seite 66
Die Reaktionsenthalpie kann berechnet werden, wenn die Reaktion in Teilschritte zerlegt wird:
- die Bindungen der Edukte werden unter Energiezufuhr gespalten (H positives Vorzeichen)
- die Bindungen der Produkte werden unter Energieabgabe neu gebildet (H negatives Vorzeichen).
Die Summe der bei diesen Teilschritten benötigten und freigesetzten Energie entspricht der molaren
Reaktionsenthalpie H m
.
H m = H m (Spaltung) + H m (Neubildung)
Berechnung von Reaktionsenthalpien aus Bildungsenthalpien
Die molare Standardbildungsenthalpie (H f ) ist die molare Reaktionsenthalpie für die Bildung einer
Verbindung aus den Elementen bei Standardbedingungen.
[H f ] = 1 kJ . mol -1
(Der Index f bedeutet of formation = Bildungs....)
Standardbedingungen: T = 298 K (25°C), p = 101'300 Pa
Die molare Standardbildungsenthalpie der Elemente hat man willkürlich gleich Null gesetzt. Wenn verschiedene
Modifikationen vorkommen, ordnet man der stabileren Modifikation den Wert Null zu:
H f (Graphit) = 0 kJ . mol -1 H f (Diamant) = + 2 kJ . mol -1
Beispiele:
H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O(g) H f = -242 kJ . mol -1
Na (s) + ½ Cl 2 (g) NaCl(s) H f = -411 kJ . mol -1
Sind die molaren Standardbildungsenthalpien von allen Reaktionspartnern bekannt, so kann die molare
Reaktionsenthalpie bei Standardbedingungen berechnet werden.
Es gilt:
H m = H f (Produkte) - H f (Edukte)
Die Reaktionsenthalpie H für eine beliebige Stoffmenge n kann wie folgt berechnet werden:
H = H
m
n
H m ] = 1 kJ . mol -1
H] = 1 kJ
n] = 1 mol
Aufgaben:
13. Berechne die molare Reaktionsenthalpie für die Verbrennung von Propan mit Hilfe der molaren
Standardbildungsenthalpien.
14. a) Berechne die molare Verbrennungsenthalpie von Glucose (C 6 H 12 O 6 ). Rechne mit H 2 O (l) .
b) Wie gross ist der physikalische Brennwert (Reaktionsenthalpie pro Gramm) von Glucose?
c) Wie viele Liter Sauerstoff werden bei Standardbedingungen für die Verbrennung von einem Mol
Glucose verbraucht?

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15. a) Wie viele Liter Methangas müssen bei Standardbedingungen verbrannt werden, um eine
Energiemenge von 15000 kJ zu gewinnen? Rechne mit H 2 O(l).
b) Wie viele Liter CO 2 werden dabei gebildet?
c) Berechne den Brennwert von Methan.
16. a) Berechne die Standardbildungsenthalpie von 1,3,5-Cyclohexatrien mit Hilfe der Bindungsenthalpien.
b) Die molare Standardbildungsenthalpie für Benzol 83 kJ·mol –1 . Berechne die Mesomerieenergie von
Benzol.
Mesomerieenergie
1,3,5-Cyclohexatrien, nicht existent! Benzol
3 Einfachbindungen, 3 Doppelbindungen 6 Einfachbindungen, 6 Elektronen delokalisiert
17. Berechne die molare Reaktionsenthalpie für die Bildung von Ethanal aus den Elementen mit Hilfe von
Bindungsenthalpien. Um was für eine Art von Reaktionsenthalpie handelt es sich?
18. Berechne die Gitterenthalpie von NaCl: Na + (g) + Cl - (g) NaCl(s)
Gitterenthalpie
19. Berechne die molare Sublimationsenthalpie für Aluminium. Die Standardbildungsenthalpie für
Aluminiumoxid beträgt -1610 kJ·mol –1 , die Gitterenthalpie -15‘200 kJ·mol –1 .
Lösungen:
1. m(MgCl 2 ) = 4.76 g
2. V(NaOH) = 20 ml
3. V(Na 2 S 2 O 3 ) = 188 ml
4. n(Ca 2+ ) = 0.01 mol, c(Ca 2+ ) = 0.0125 mol · l –1 , n(Al 3+ ) = 0.0075 mol, c(Al 3+ ) = 0.0094 mol · l –1 ,
n(Br – ) = 0.02 + 0.0225 mol, c(Br – ) = 0.053 mol · l –1
5. a) m(C 6 H 8 O 7 )=1.152 g b) m(C 6 H 8 O 6 ) = 0.475 g
6. V(Soda) = 235.8 l
7. n = 1.625 mol
8. V m = 78.65 l . mol - 1
9. (CO) = 1.043 kg m –3 , (N 2 ) = 1.043 kg m –3 , (O 2 ) = 1.192 kg m –3 ,
10. 49.3 g . mol - 1
11. C 10 H 14 N 2
12. m(C 2 H 6 ) = 1.92 g, m(C 3 H 8 ) = 2.288 g 45.6 % C 2 H 6
13. H m = -2219 kJ . mol - 1
14. a) H m = -2814 kJ . mol -1 , b) H = -15.6 kJ, c) V(O 2 ) = 146.7 l
15. a) V(Methan) = 0.412 m 3 = 412 l, b) V(CO 2 ) = 412 l c) H = -55.6 kJ
16. a) H f = 246 kJ . mol -1 , b) H Mesomerie = -163 kJ . mol - 1
17. H m = -190 kJ . mol -1 = H f(Ethanal)
18. H G = -789 kJ . mol - 1