Chemie

Die Chemie [ˈçemi:] bzw. [ˈkemi:], fälschlich auch [ˈʃemiː] (von arabisch al-kimiya' ) ist die Lehre vom Aufbau, Verhalten und der Umwandlung der chemischen Elemente und ihren Verbindungen sowie den dabei geltenden Gesetzmäßigkeiten. Die Chemie entstand in ihrer heutigen Form als exakte Naturwissenschaft im 17. und 18. Jahrhundert allmählich aus der Anwendung rationalen Schlußfolgerns basierend auf Beobachtungen und Experimenten der Alchemie. Einige der ersten großen Chemiker waren Robert Boyle, Humphry Davy, Jöns Jacob Berzelius, Joseph Louis Gay-Lussac, Joseph-Louis Proust, Marie und Antoine Lavoisier und Justus von Liebig.

Spiritusflamme und ihr Spektrum

Bei chemischen Reaktionen werden Bindungen zwischen Atomen getrennt und neu gebildet, es findet also eine Stoffveränderung statt. Da die für die Chemie relevanten Eigenschaften der Atome fast ausschließlich in ihrer elektronischen Struktur (Elektronenhülle) begründet liegen, können grundlegende Aufgabengebiete der Chemie auch als „Physik der äußeren Elektronenhülle“ betrachtet werden.

Alle Eingriffe, die die Art des Stoffes (Stoff = Substanz) unverändert lassen (z.B.: Schmelzen, Erstarren), gehören zur Physik. Zur Kernphysik zählen Veränderungen am Atomkern.

Grundlegendes

== Atome ==

Schematische Darstellung eines Helium-Atoms: Zwei Elektronen umkreisen einen Kern aus zwei Protonen und zwei Neutronen

Ein Atom besteht aus dem Kern mit Protonen und Neutronen sowie der Elektronenhülle. Vereinfacht kann man annehmen, dass die Elektronen auf bestimmten Bahnen um den Kern kreisen (Orbitale), wobei sich maximal 2 Elektronen eine Bahn teilen. Da ein Atom ungeladen ist, ist die Zahl der Protonen gleich der Zahl der Elektronen. Die meisten Atome kommen nur in Verbindungen vor. Die einzige Ausnahme sind die Edelgase, von denen nur wenige Edelgasverbindungen bekannt sind.

Valenzelektronen

Als Valenzelektronen bezeichnen man jene Elektronen, die bei einer chemischen Bindung mitwirken. Sie befinden sich auf der äußersten Schale, allerdings wirken beim D-Block (Übergangsmetalle) auch die Elektronen der zweitäußersten Schale mit, bei Lanthanoiden und Actinoiden sogar jene der drittäußersten. Die Außenschale ist im idealen Zustand, wenn sie voll besetzt ist, daher gilt die für alle Elemente der Hauptgruppen die Oktettregel (ausgenommen Wasserstoff und Helium, da die innerste Schale bereits mit 2 Elektronen voll besetzt ist), denn die Außenschale benötigt dazu insgesamt 8 Elektronen. Ab der dritten Periode können die Hauptgruppenelemente in Verbindungen ihr "Oktett erweitern", wie z.B. der Schwefel in Schwefelsäure beweist. Die Edelgase, die den nach ihnen als "Edelgaszustand" bezeichneten Zustand mit einer vollen Außenschale bereits haben, reagieren selten mit anderen Atomen.

Die Anzahl der Valenzelektronen lässt sich bei Hauptgruppenelementen durch einen Blick ins Periodensystem feststellen, die Elemente der 1.Hauptgruppe (Alkalimetalle) haben ein Außenelektron, die Elemente der 2. Hauptgruppe (Erdalkalimetalle) zwei usw.

Bei den Metallen des D-Blocks und der höheren Perioden kann es aber auch zu halb besetzten Schalen kommen, da auch dieser Zustand sehr stabil ist. Die genaue Zahl an Valenzelektronen ist im D-Block aus der Elektronenkonfiguration ersichtlich.

Elemente

Elementares Eisen

Elemente bestehen aus Atomen mit identischer Ordnungszahl (=Protonenzahl), aber nicht unbedingt gleicher Neutronenzahl (Elemente mit gleicher Ordnungszahl, aber unterschiedlicher Neutronen- und Massenzahl nennt man Isotope). Jedes Element reagiert auf eine bestimmte Art und Weise, doch lassen sich auch hier Periodizitäten erkennen, nach denen man die Elemente ordnen kann. In diesem Periodensystem verhalten sich untereinander stehende Elemente sehr ähnlich und werden zu Gruppen zusammengefasst. Alle Elemente einer Gruppe haben dieselbe Zahl an Außenelektronen. Waagrechte Zeilen im Periodensystem geben die Elemente mit der gleichen Zahl an Schalen wieder, wobei die Ordnungszahl von links nach rechts zunimmt.

Jedem Element im Periodensystem ist eine bestimmte Abkürzung zugeordnet, die sich an die lateinische Form des Namens anlehnt. Diese Kurzschreibweise ist insbesondere bei Summenformeln und Reaktionsgleichungen wichtig, da sie eine enorme Vereinfachung darstellt.

Beispiele: Eisen, lat.:ferrum, hat die Abkürzung Fe; Wasserstoff, lat.:hydrogenium, hat die Abkürzung H

=== Metalle ===

Das Metall Gallium

Metalle haben nur wenige und/oder weit vom Kern entfernte und daher schwach gebundene Valenzelektronen, welche sie leicht abgeben können (geringe Ionisierungsenergie, geringe Elektronegativität). Dadurch bilden sie oft positive Ionen, indem sie ihre Valenzelektronen abgeben und so die äußerste Schale auflösen. Die neue, tiefer liegende Außenschale ist stets voll besetzt und das entstandene Kation erfüllt so die Oktettregel.

Beispiele für Kationen mit Edelgaszustand: Na⁺, Mg²⁺, Al³⁺

Die Metalle des D-Blocks sowie jene der höheren Perioden können aber mehrere verschiedene Ionen bilden (z.B.: Fe²⁺ und Fe³⁺).

Im elementaren Zustand sind Metalle metallisch glänzende Feststoffe, die den elektrischen Strom leiten.

Nichtmetalle

Schwefel, ein typisches Nichtmetall

Nichtmetalle haben viele Valenzelektronen, die fest an den Kern gebunden sind (hohe Ionisierungsenergie, hohe Elektronegativität). Sie erreichen den Edelgaszustand durch Elektronenaufnahme und bilden dadurch negativ geladene Anionen.

Beispiele für Anionen mit Edelgaszustand: N^3-, O^2-, F^-

Eine weitere Möglichkeit für Nichtmetalle, die Oktettregel zu erfüllen, ist die kovalente Bindung.

Im elementaren Zustand leiten Nichtmetalle den elektrischen Strom nicht (Ausnahme: Graphit, eine Modifikation des Kohlenstoffs).

Halbmetalle

Die Halbmetalle lassen sich hierbei nicht wirklich einordnen, denn sie vereinigen in sich typische Eigenschaften beider Klassen (beispielsweise glänzen viele davon metallisch, sind aber schlechte Leiter). Ihre Elektronegativität und ihre Ionisierungsenergie liegt zwischen den entsprechenden Werten für Metalle und Nichtmetalle. Viele Elemente dieser Stoffklasse existieren in mehreren Modifikationen.

Verbindungen

Bindungsarten

Die Atome, aus denen alle uns umgebenden Materialien bestehen, können sich zu chemischen Verbindungen zusammenschließen. Im Allgemeinen unterscheidet man die folgenden 3 Grundtypen von Bindungen, wobei es aber durchaus auch Mischformen gibt:

Metallbindung

Sind die Summe und die Differenz der Elektronegativitäten der Bindungspartner klein, so kommt es zur Metallbindung. Die Atome geben ihre Außenelektronen ab und bilden ein Metallgitter, in dem die freien Außenelektronen frei beweglich sind. Diese freien Außenelektronen sind der Grund für die gute Wärme- und elektrische Leitfähigkeit von Metallen und Metalllegierungen. Weil es keine klar abgegrenzten Teilstücke gibt, haben Metalle und ihre Legierungen meist hohe Schmelz- und Siedepunkte. Beispiele für Metallbindung: Eisen (Fe), Bronze (Cu+Sn), Messing (Cu+Zn)

==== Ionenbindung ====

Ausschnitt aus einem NaCl - Ionengitter

Bei einer großen Differenz der Elektronegativitäten (Nichtmetall+Metall) kommt es zur Ionenbindung (= Salz). Das Element mit der geringeren Elektronegativität gibt seine Außenelektronen ab, die vom Bindungspartner aufgenommen werden. Die dadurch entstehenden Ladungen sorgen für starke elektrostatische Kräfte, die Kationen und Anionen zusammenhalten. Salze sind elektrisch neutral, daher gibt es für jedes Salz ein bestimmtes Verhältnis von Kationenzahl zu Anionenzahl. Es bildet sich ein Kristallgitter, was zu einem hohen Schmelz- und Siedepunkt führt und außerdem für die Sprödigkeit von Salzen verantwortlich ist, da sich bei einer Deformation der Struktur gleichnamige Ladungen nebeneinander befinden und abstoßen. Als Feststoffe sind Salze Isolatoren, doch als Schmelze leiten sie den elektrischen Strom, weil es dann frei bewegliche Ladungsträger (Ionen) gibt. Beispiele für Ionenbindung: Kochsalz (Na⁺Cl^-), Magnesiumoxid (Mg²⁺O^2-)

Bei Übergangsmetallen muss deren Oxidationszahl im Namen angegeben werden: Eisen(II)chlorid (Fe²⁺Cl^-₂), Eisen(III)chlorid (Fe³⁺Cl^-₃)

===== Mehratomige Ionen =====

Datei:Ammonium.PNG

Ammoniumion

Ein Ion kann auch mehrere Atome enthalten. Allgemein unterscheidet man hier hauptsächlich zwischen negativ geladenen Säurerestionen und positiv geladenen Ionen, die sich durch Anlagerung von H⁺ an Basen bilden. Die Ladung erkennt man an der Zahl der aufgenommenen beziehungsweise abgegebenen H⁺-Ionen.

Beispiele:

$H_{2}SO_{4}\;{\overrightarrow {\leftarrow }}H^{+}+HSO_{4}^{-}\;{\overrightarrow {\leftarrow }}2H^{+}+SO_{4}^{2-}$

$NH_{3}+H^{+}\;{\overrightarrow {\leftarrow }}NH_{4}^{+}$

Salze können auch mehratomige Ionen enthalten: Ammoniumchlorid (NH₄⁺Cl^-), Natriumhydrogensulfat (Na⁺HSO₄^-)

==== Kovalente Bindung (Atombindung) ====

Datei:Kohlenstoffdioxid.jpg

Lewis-Formel von Kohlendioxid

Ist die Summe der Elektronegativitäten groß, deren Differenz jedoch gering, bildet sich die kovalente Bindung (Nichtmetall+Nichtmetall). Die Bindungspartner teilen sich dabei ein oder mehrere Elektronenpaare, die dann zu beiden gehören. So erreichen sie den Edelgaszustand. Es gibt nach der Anzahl der bindenden Elektronenpaare Einfach- und Mehrfachbindungen, was sich in der Lewis-Formel wiederspiegelt. Auch bei der Atombindung gibt es feste Zahlenverhältnisse, da jedes beteiligte Atom ein Oktett erhält.

So verbinden sich beispielsweise immer je ein Atom Chlor und Wasserstoff zur Verbindung Chlorwasserstoff.

Weil die starken Bindungskräfte hier nur zwischen je zwei Atomen wirken, bilden sich klar abgegrenzte Strukturen heraus, diese nennt man Moleküle. Weil sie untereinander nur schwach wechselwirken, sind die Schmelz- und Siedepunkte von Substanzen mit Atombindung meist relativ niedrig.

Beispiel: Kohlendioxid (CO₂)

Chlorwasserstoff

Da es aber auch bei der kovalenten Bindung geringe Elektronegativitätsunterschiede gibt, kann es zu einer Polarisierung des Moleküles kommen. Der elektronegativere Bindungspartner zieht die bindenden Elektronen zu sich, was zu Partialladungen im Molekül führt.

Beispiel für stark polarisierte Bindung: Chlorwasserstoff (HCl)

Strukturchemie

Datei:Ethylacetat-Struktur.png

Strukturformel von Ethylacetat

Für die chemischen Eigenschaften einer Verbindung ist es jedoch nicht nur entscheidend, welche Atome sie enthält, sondern auch, wie diese miteinander verbunden sind (siehe Chemische Bindung). Bei bestimmten chemischen Verbindungen, vor allem bei Proteinen und anderen organischen Verbindungen, sind nicht nur die Bindungen zwischen den Atomen maßgeblich für die chemischen Eigenschaften, sondern auch deren räumliche Ausrichtung (siehe Isomerie).

Die Herausforderung in der der chemischen Synthese besteht daher in der Regel darin, selektiv Bindungen zwischen einzelnen Atomen der Reaktandmoleküle zu lösen und/oder zu knüpfen, um dadurch eine gewünschte Substanz (Reaktionsprodukt) herzustellen.

Reinstoffe

Reinstoffe bestehen immer nur aus einer Art von Verbindung. Sie haben einen fixe Schmelz- und Siedepunkte und bestimmte Physikalische und chemische Eigenschaften. Sie lassen sich mithilfe von Summenformeln beschreiben, die die Zahlenverhältnisse angeben. Alle Elemente können gleichzeitig auch dieser Kategorie zugeordnet werden.

Beispiele für Reinstoffe (mit Summenformel): Wasser (H₂O), Kochsalz (NaCl), Sauerstoff (O₂)

Reinstoffe lassen sich nur mit chemischen Mitteln weiter zerlegen.

== Gemenge ==

Lösen von Kochsalz in Wasser

Gemenge enthalten verschiedene Arten von Reinstoffen, sie haben einen Schmelz- und Siedebereich. Man unterscheidet hier zwischen homogenen und heterogenen Gemengen.

Homogene Gemenge

Bei einem homogenen Gemenge sind die Bestandteile auf molekularer Ebene vollkommen durchmischt, sodass sie sich nicht mehr z.B.: durch bloße Filtration voneinander trennen lassen. Ein homogenes Gemenge erscheint von Außen wie ein großes Ganzes.

Beispiele für homogene Gemenge: Salzlösungen, Luft, Legierungen

Homogene Gemenge lassen sich aber aufgrund der unterschiedlichen Siede- und Schmelzpunkte der Komponenten durch physikalische Verfahren wie z.B.: Destillation trennen.

Heterogene Gemenge

Bei einem heterogenen Gemenge ist die Durchmischung nicht vollständig. Es liegen immer klar getrennte Phasen vor, die sich relativ leicht voneinander trennen lassen.

Beispiele für heterogene Gemenge: aufgewirbelter Staub, Schlamm, Erde, Suspensionen, Emulsionen

Chemische Reaktionen

Die Chemie kennt eine Vielzahl verschiedener chemischer Reaktionen, die jedoch alle gemeinsam haben, dass mindestens ein Stoff umgesetzt wird. Bei den beteiligten Stoffen unterscheidet man Edukte (Ausgangsstoffe) und Produkte (Endstoffe). Allgemein wird eine Reaktion mithilfe einer Reaktionsgleichung angeschrieben:

$A+B\rightarrow C+D$

Bei den meisten Reaktionen findet diese aber nicht nur in Richtung der Produkte statt, sondern es gibt auch eine Rückreaktion. Um dies zu betonen, schreibt man:

$A+B\;{\overrightarrow {\leftarrow }}C+D$

Aus diesem vereinfachten Grundtyp einer Reaktionsgleichung lassen sich alle anderen ableiten. Mit Zahlen vor den Reaktanden (Koeffizienten)wird zusätzlich noch das Molzahlenverhältnis angegeben, wobei die "1" nicht geschrieben wird. Es sind auch Bruchzahlen als Koeffizienten möglich.

Beispiel: Bildung von Wasser aus den Elementen:$2H_{2}+O_{2}\rightarrow 2H_{2}O$

Beispiel für eine reversible (umkehrbare) Reaktion: Boudouard-Gleichgewicht:$C+CO_{2}\;{\overrightarrow {\leftarrow }}2CO$

Chemisches Gleichgewicht

Hauptartikel: Chemisches Gleichgewicht

Das chemische Gleichgewicht ist ein Zustand des dynamischen Gleichgewichtes in einem System, was bedeutet, dass von außen keine Reaktion mehr zu beobachten ist, obwohl sie immer noch stattfindet. Der Grund dafür, dass der äußere Zustand des Systems unverändert bleibt, ist, dass die Hin- und Rückreaktion im gleichen Tempo verlaufen. Dieses dynamische Gleichgewicht lässt sich beweisen, indem man die einige Moleküle markiert. Anhand eines konkreten Beispieles möchte ich das erläutern:

Wir nehmen folgende Gleichgewichtsreaktion:$3H_{2}+N_{2}\;{\overrightarrow {\leftarrow }}2NH_{3}$

Die Prozentsätze im Gleichgewicht lassen sich, wie im Absatz "Konstanten und Formeln" beschrieben, berechnen und werden in einen Behälter gefüllt, wobei aber anstatt des normalen Wasserstoffisotops Protium mit einem Proton im Kern das Isotop Deuterium mit einem Proton und einem Neutron benutzt wird. Nach außen hin ist keine Reaktion zu erkennen, da sich das System ja im Gleichgewicht befindet, doch wenn man den Inhalt des Gefäßes nach einigen Tagen wieder untersucht, wird man feststellen, dass die Deuterium-Atome sowohl im Ammoniak als auch im Wasserstoff zu finden sind.

Berechnungen zum chemischen Gleichgewicht

Für beliebige Gleichgewichte kann man die sogenannte Thermodynamische Gleichgewichtskonstante K definieren, die die Lage des Gleichgewichts beschreibt. Es gilt:
$K=\prod _{i=1}^{n}a_{i}^{{\nu }_{i}}$ mit Aktivitäten $a$ und Stöchiometrischen Koeffizienten $\nu$. Diese Gleichgewichtskonstante ist mit der freien Reaktionsenthalpie über $\Delta G^{\circ }=-RT\cdot \ln K$ gekoppelt.

Für eine einfache Gleichgewichtsreaktion $aA+bB\;{\overrightarrow {\leftarrow }}cC+dD$ gilt dann beispielsweise $K={\frac {a_{C}^{c}\cdot a_{D}^{d}}{a_{A}^{a}\cdot a_{B}^{b}}}$ In vielen Fällen läßt sich die Aktivität näherungsweise durch die Konzentration c des Stoffes ersetzen. Die Gleichgewichtskonstante wird dann zur besseren Kennzeichnung mit K_c bezeichnet. Weiterhin ist es möglich, Gleichgewichtskonstanten mit dem Stoffmengenanteil x oder dem Partialdruck p aufzustellen. Diese besitzen jedoch dann einen anderen Zahlenwert und können daher nicht direkt in die Gleichungen der Thermodynamik eingesetzt werden. Sie müssen also vorher in "K's" umgerechnet werden. Beispielsweise gilt für die Konstante K_X in unserem Beispiel $K_{x}={\frac {x_{C}^{c}\cdot x_{D}^{d}}{x_{A}^{a}\cdot x_{B}^{b}}}$. Analog gilt für K_p $K_{p}={\frac {p_{C}^{c}\cdot p_{D}^{d}}{p_{A}^{a}\cdot p_{B}^{b}}}$

An der bereits vorher aufgestellten Reaktionsgleichung zur Bildung von Ammoniak kann man nun die Berechnung von z.B. K_x demonstrieren:

$3H_{2}+N_{2}\;{\overrightarrow {\leftarrow }}2NH_{3}$
$K_{X}={\frac {x_{NH_{3}}^{2}}{x_{H_{2}}^{3}\cdot x_{N_{2}}}}$

Wir setzen ein:
20% N₂, d.h x_N = 0,2
60% H₂, d.h x_H = 0,6
20% NH₃, d.h x_NH = 0,2

und erhalten: :$K_{X}={\frac {0,2^{2}}{0,6^{3}\cdot 0,2}}=0,926$

==== Beeinflussung des Gleichgewichtes ====

Henry Louis Le Chatelier

Nach dem Prinzip von LeChatelier (Prinzip vom kleinsten Zwang) versucht ein System, äußeren Zwängen auszuweichen. Wenn bei einer Reaktion eine Verringerung des Volumens auftritt, so wird eine Druckerhöhung die Hinreaktion beschleunigen. Umgekehrt wiederum beschleunigt eine Druckverminderung die Rückreaktion. Wächst die Enthalpie bei einer endothermen Reaktion, so kann ein Temperaturanstieg diese beschleunigen. Dieses Prinzip wird von der Industrie häufig genutzt, um die Ausbeute zu erhöhen.

Eine weitere Besonderheit des chemische Gleichgewichtes ist, dass es sich immer wieder neu einstellt, wenn ein Teil des Reaktionsgemisches entfernt wird, wodurch sich die Ausbeute manchmal enorm steigern lässt:

Gegeben sei eine Veresterung mit niedriger Gleichgewichtskonstante:

$R_{1}-COOH+R_{2}-OH\;{\overrightarrow {\leftarrow }}R_{1}-COO-R_{2}+H_{2}O$

Setzt man nun wasserentziehende Reagenzien zu, so wird die Reaktion trotz der niedrigen Gleichgewichtskonstante vollständig auf die rechte Seite verlaufen, da die Rückreaktion ohne Wasser nicht mehr möglich ist.

Katalysatoren

Katalysatoren setzen die Aktivierungsenergie für eine Reaktion herab, indem sie den Reaktionsweg über Zwischenstufen leiten, wobei der Energieaufwand für diesen Weg weitaus geringer ist als für die direkte Variante. Katalysatoren werden nicht umgesetzt, d.h. die Stoffmenge an Katalysator vor die Reaktion ist gleich der Stoffmenge nach der Reaktion. Katalysatoren beeinflussen zwar die Reaktionsgeschwindigkeit und somit auch die Zeit bis zur Gleichgewichtseinstellung, aber nicht die Lage des Gleichgewichts.

Wichtige anorganische Reaktionen

Bildung aus den Elementen

Beispiele:

Bildung von Methan:$C+2H_{2}\rightarrow CH_{4}$

Bildung von Schwefelwasserstoff:$S+H_{2}\rightarrow H_{2}S$

==== Redoxreaktionen ====

Das Oxidationsmittel Kaliumpermanganat (KMnO₄)

Unter dem Begriff "Redoxreaktionen" werden die Oxidation und die Reduktion zusammengefasst. Diese völlig gegenteiligen Reaktionen sind bei der Oxidation Elektronenabgabe (veraltet: Sauerstoffaufnahme/Wasserstoffabgabe) und bei der Reduktion Elektronenaufnahme (veraltet: Sauerstoffabgabe/Wasserstoffaufnahme). Rasche Oxidation wird auch als " Verbrennung" bezeichnet. Wenn ein Stoff Elektronen aufnimmt, muss sie ein anderer Stoff zuvor abgegeben haben. Daher kommen Reduktion und Oxidation stets gemeinsam vor. Auch Säure-Base-Reaktionen fallen prinzipiell in diese Kategorie, wobei die Säure oxidiert und die Base reduziert wird, obwohl viele diese als eigenen Reaktionsmechanismus auffassen. Substanzen, die andere Substanzen leicht oxidieren können, nennt man Oxidationsmittel, Substanzen, die andere Substanzen leicht reduzieren können, heißen Reduktionsmittel.

Beispiele:

Verbrennung von Schwefel:$S+O_{2}\rightarrow SO_{2}$

Reaktion von Fluor mit Natrium:$F_{2}+2Na\rightarrow 2NaF$

Säure-Base-Reaktionen

Nach der Säure-Base-Theorie nach Brönsted ist eine Säure ein Protonendonator und eine Base ein Protonenakzeptor. Die Säure gibt bei Säure-Base-Reaktionen ein Wasserstoffion ab, welches von einer Base aufgenommen wird. Wenn eine Säure mit einer Base reagiert, nennt man diesen Vorgang Neutralisation, da das entstehende Salz einen weniger sauren/basischen pH-Wert hat als die Ausgangssubstanzen. Handelt es sich bei der Base um ein Metallhydroxid, entsteht als Nebenprodukt Wasser. Sie unterscheiden sich von den Redoxreaktionen nur durch das Vorzeichen der übertragenen Ladung, die in diesem Fall ein H⁺-Ion ist.

Beispiele:

Bildung von Kochsalz:$HCl+NaOH\rightarrow NaCl+H_{2}O$

Bildung von Kaliumbromid:$HBr+KOH\rightarrow KBr+H_{2}O$

Bildung von Ammoniumchlorid:$HCl+NH_{3}\rightarrow NH_{4}Cl$

Die Säure-Base-Theorie nach Lewis entspricht der Oxidation, wobei eine Lewis-Säure ein Elektronenakzeptor und eine Lewis-Base ein Elektronendonator ist. Der einzige Unterschied ist, dass bei Lewis-Säuren/Basen immer Elektronenpaare anstatt einzelner Elektronen abgegeben/aufgenommen werden.

Reaktion von Oxiden mit Wasser

Nichtmetalloxide reagieren mit Wasser unter Bildung einer Säure, Metalloxide bilden mit Wasser ein Metallhydroxid (Base).

Beispiele:

Bildung von Schwefelsäure:$SO_{3}+H_{2}O\rightarrow H_{2}SO_{4}$

Bildung von Kieselsäure:$SiO_{2}+2H_{2}O\rightarrow H_{4}SiO_{4}$

Bildung von Aluminiumhydroxid: $Al_{2}O_{3}+3H_{2}O\rightarrow 2Al(OH)_{3}$

Bildung von Kaliumhydroxid:$K_{2}O+H_{2}O\rightarrow 2KOH$

Reaktion von Säuren mit Metallen

Säuren bilden mit Metallen Salze, wobei die Säure die aciden H-Atome durch ein Metall ersetzt. Als Nebenprodukt entsteht bei dieser Reaktion Wasserstoff. Beispiel für eine einprotonige Säure und ein Erdalkalimetall (2.Hauptgruppe).

Me: Metall; R: Säurerest; H: Wasserstoffatom

$2HR+Me\rightarrow MeR_{2}+H_{2}$

Diese Reaktion ist umso lebhafter, je stärker und je konzentrierter die Säure und je unedler das Metall ist. Ist die stärke der Säure zu schwach und/oder das Metall zu edel, kommt es zu keiner oder bestenfalls zu einer schwachen Reaktion. Auch die Bildung einer Passivisierungsschicht kann diese Reaktion unterbinden.

Beispiele:

Reaktion von Schwefelsäure mit Natrium:$H_{2}SO_{4}+2Na\rightarrow Na_{2}SO_{4}+H_{2}$

Reaktion von Salpetersäure mit Kalium: $2HNO_{3}+2K\rightarrow 2KNO_{3}+H_{2}$

Aber: Reaktion von Kohlensäure mit Kupfer: $H_{2}CO_{3}+2Cu\rightarrow keineReaktion$ (Säure zu schwach und Metall zu edel)

==== Komplexbildung ====

Datei:Cr(NH3)6.png

Koordinationszahl = 6 oktaedrischer Komplex

Sehr häufig kommt es in der anorganischen Chemie zur Bildung von Komplexen.

Deren allgemeines Bauprinzip ist sehr einfach:

Um ein Zentralatom (meist ein Metallion) lagern sich nach einem bestimmten Schema Liganden an und sorgen so beispielsweise für eine massive Verbesserung der Löslichkeit. Diese Liganden gehen dabei eine koordinative Bindung mit dem Zentralatom ein. Je nach Koordinationszahl (Zahl der Liganden an einem Zentralatom), Größe, Polarität und Ladung kommt es hierbei zur Ausbildung von verschiedenen geometrischen Körpern.

Wichtige organische Reaktionen

Siehe Organische Chemie

= Geschichte der Chemie =

Die „alchemistischen Figuren“ des Nikolaus Flame

Hauptartikel: Geschichte der Chemie

Die Chemie entwickelte sich aus der Alchemie, die in China, Europa und Indien schon seit Jahrtausenden praktiziert wurde.

Albertus Magnus; Fresko (1352), Treviso, Italien

Alchemie war die Untersuchung von Materie, wobei die Vorstellungswelt der Alchemisten nicht auf wissenschaftlichen Untersuchungen basierte, sondern auf Erfahrungstatsachen und empirischen Rezepten. Das Ziel ihrer Untersuchungen war eine Substanz mit dem Namen Stein der Weisen, die Stoffe wie Blei in Gold verwandeln sollte. Alchemisten führten eine große Auswahl Experimente mit vielen Substanzen durch, um diesen Stoff zu finden. Sie notierten ihre Entdeckungen und verwendeten für ihre Aufzeichnungen die gleichen Symbole, wie sie auch in der Astrologie üblich waren. Die mysteriöse Art ihrer Tätigkeit und die dabei fabrizierten farbigen Flammen, Rauch oder Explosionen führten dazu, dass sie als Magier und Hexer bekannt und teilweise verfolgt wurden. Für ihre Experimente entwickelten die Alchemisten die gleichen Apparaturen, wie sie heute noch in der chemischen Verfahrenstechnik verwendet werden.

Ein bekannter Alchimist war Albertus Magnus. Er befasste sich als Kleriker mit diesem Themenkomplex und fand bei seinen Experimenten ein neues chemisches Element, das Arsen. Kein Alchimist hat allerdings je den Stein der Weisen entdeckt und im 17. Jahrhundert wurde die alchemistische Arbeitsweise durch wissenschaftliche Methodik ersetzt. Einiges vom Wissen der Alchemisten wurde von den ersten Chemikern verwendet, die ihre Arbeit auf logische Schlussfolgerungen ihrer Beobachtungen gründeten und nicht auf der Idee, beispielsweise Blei in Gold zu verwandeln.

Datei:Liebig small.jpg

Justus von Liebig

Entscheidende Impulse erhielt die Chemie als Wissenschaft im 19. Jahrhundert. Die Arbeiten von Justus von Liebig über die Wirkungsweise von Dünger begründeten die Agrarchemie und lieferten wichtige Erkenntnisse über die anorganische Chemie. Die Suche nach einem synthetischen Ersatz für den Farbstoff Indigo zum Färben von Textilien waren der Auslöser für die bahnbrechenden Entwicklungen der organischen Chemie und der Pharmazie. Auf beiden Gebieten hatte man in Deutschland bis zum Beginn des 20. Jahrhunderts eine absolute Vorrangstellung. Dieser Wissensvorsprung ermöglichte es beispielsweise, den zur Führung des ersten Weltkrieges notwendigen Sprengstoff statt aus importierten Nitraten mit Hilfe der Katalyse aus dem Stickstoff der Luft zu gewinnen (siehe Haber-Bosch-Verfahren).

Die Autonomiebestrebungen der Nationalsozialisten gaben der Chemie als Wissenschaft weitere Impulse. Um von den Importen von Erdöl unabhängig zu werden, wurden Verfahren zur Verflüssigung von Steinkohle entwickelt (Fischer-Tropsch-Synthese). Ein weiteres Beispiel war die Entwicklung von synthetischem Kautschuk für die Herstellung von Fahrzeugreifen.

In der heutigen Zeit ist die Chemie ein wichtiger Bestandteil der Lebenskultur geworden. Chemische Produkte umgeben uns überall, ohne dass wir uns dessen bewusst sind. Allerdings haben Unfälle der chemischen Großindustrie wie beispielsweise die von Seveso und Bhopal der Chemie ein sehr negatives Image verschafft, so dass Slogans wie "Weg von der Chemie!" sehr populär werden konnten.

Die Forschung entwickelte sich um die Wende zum 20. Jahrhundert soweit, dass vertiefende Studien des Atombaus nicht mehr zum Bereich der Chemie gehören, sondern zur Atomphysik bzw. Kernphysik. Diese Forschungen lieferten dennoch wichtige Erkenntnisse über das Wesen der chemischen Stoffwandlung und der chemischen Bindung. Weitere wichtige Impulse gingen dabei auch von Entdeckungen in der Quantenphysik aus (Elektronen-Orbitalmodell).

Bedeutung der Chemie

== Chemie im Alltag ==

Verbrennung: eine chemische Reaktion

Chemische Reaktionen im Alltag finden zum Beispiel beim Kochen, Backen oder Braten statt, wobei oft gerade die hier ablaufenden, recht komplexen Stoffumwandlungen zum typischen Aroma der Speise beitragen. Weiterhin wird Nahrung chemisch zerlegt und mit körpereigenen Abbauvorgängen in Bestandteile und auch Energie umgewandelt (Biochemie). Eine gut beobachtbare chemische Reaktion ist die Verbrennung.

Haarfärbung, Verbrennungsmotoren, Handy-Displays, Waschmittel, Dünger, Arzneimittel u.v.m. sind weitere Beispiele für Anwendungen der Chemie im alltäglichen Leben.

Im Alltag wird der Begriff 'Chemie' oft in einem eingeschränkten Sinn als Abkürzung für 'Produkt der chemischen Industrie' verwendet, zum Beispiel bei der 'Chemischen Reinigung': Diese reinigt Textilien mit (synthetischen) Lösungsmitteln. Der Reinigungsvorgang selbst ist in der Regel ein Lösen der Verunreinigung (beispielsweise eines Fettflecks) im Lösungsmittel und damit kein chemischer Prozess (Stoffumwandlung) im eigentlichen Sinne, sondern ein physikalischer Vorgang (Lösen)! Im Gegensatz dazu ist das manchmal als 'Putzen ohne Chemie' gepriesene Auflösen von Kalkflecken mit Essig oder Zitronensaft sehr wohl ein chemischer Vorgang, da dabei festes Calciumcarbonat (Kalk) durch die Säuren zu löslichem Hydrogencarbonat bzw. Kohlenstoffdioxid umgesetzt wird.

Chemie als Wissenschaft

Die Chemie befasst sich mit den Eigenschaften der Elemente und Verbindungen, mit den möglichen Umwandlungen eines Stoffes in einen anderen, macht Vorhersagen über die Eigenschaften für bislang unbekannte Verbindungen, liefert Methoden zur Synthese neuer Verbindungen und Messmethoden um die chemische Zusammensetzung unbekannter Proben zu entschlüsseln.

Obwohl alle Stoffe aus vergleichsweise wenigen "Bausteinsorten", nämlich aus etwa 80 bis 100 der 118 bekannten Elemente aufgebaut sind, führen die unterschiedlichen Kombinationen und Anordnungen der Elemente zu einigen Millionen sehr unterschiedlichen Verbindungen, die wiederum so unterschiedliche Materieformen wie Wasser, Sand, Pflanzen- und Tiergewebe aufbauen. Die Art der Zusammensetzung bestimmt schließlich die chemischen und physikalischen Eigenschaften der Stoffe und macht damit die Chemie zu einer recht umfangreichen Wissenschaft.
Wie in allen Naturwissenschaften ist auch in der Chemie das Experiment die tragende Säule. An ihm werden Theorie über die Art der Umwandlung eines Stoffes in einen anderen Stoff entworfen, überprüft, erweitert und wenn nötig auch verworfen.

Fortschritte in den verschiedenen Teilgebieten der Chemie sind oftmals die unabdingbare Voraussetzung für neue Erkenntnisse in anderen Disziplinen, besonders in den Bereichen Biologie und Medizin, aber auch im Bereich der Physik (zum Beispiel Herstellung neuer Supraleiter). An der Schnittstelle zwischen Chemie und Biologie hat sich als weites Fachgebiet die Biochemie etabliert, die für das Verständnis der Lebensvorgänge, die untrennbar mit Stoffumsätzen verbunden sind, unentbehrlich ist. Dieser Sachverhalt wird manchmal mit dem Satz "Alles Leben ist Chemie" zum Ausdruck gebracht, da die meisten 'greifbaren' und messbaren Vorgänge im lebenden Organismen auf chemischen Reaktionen beruhen.

Für die Medizin ist die Chemie bei der Suche nach neuen Medikamenten und bei der Herstellung von Arzneimitteln unentbehrlich. Die Ingenieurwissenschaften suchen häufig je nach Anwendung nach maßgeschneiderten Materialien (leichte Materialien im Flugzeugbau, beständige und belastbare Baustoffe, hochreine Halbleiter...). Hier hat sich als Schnittstelle zwischen Chemie und den Ingenieurswissenschaften die Materialwissenschaft entwickelt.

Wirtschaftliche Bedeutung der Chemie

Hochhaus des Chemiekonzernes BASF

Die chemische Industrie ist - gerade auch in Deutschland - ein sehr bedeutender Wirtschaftszweig: In Deutschland liegt der Umsatz der Chemieindustrie bei über 100 Milliarden Euro, die Zahl der Beschäftigten lag nach der Wiedervereinigung Deutschlands bei über 700 000 und ist jetzt unter 500 000 gesunken. Sie stellt einmal Grundchemikalien wie beispielsweise Schwefelsäure oder Ammoniak her - oft im Maßstab von Millionen von Tonnen jährlich -, die sie dann zum Beispiel zur Produktion von Düngemitteln und Kunststoffen verwendet. Andererseits produziert sie viele komplexe Stoffe, insbesondere Medikamente, maßgeschneidert für spezielle Zwecke. Auch die Herstellung von Computern, Kraft- und Schmierstoffen für die Automobilindustrie und vielen anderen technischen Produkten ist ohne industriell hergestellte Chemikalien unmöglich.

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Luftbild der Explosion in Ludwigshafen-Oppau, 1921

Ansehen der Chemie

Die Chemie hat in der Öffentlichkeit - auch aufgrund von Chemiekatastrophen und Umweltskandalen - ein relativ schlechtes Ansehen. Viele Fachleute empfinden dies angesichts des Nutzens und der allgemeinen Bedeutung der Chemie als nicht gerechtfertigt, weil in Europa unter anderem aufgrund der strikten Gesetzgebung (Chemikaliengesetz, Gefahrstoffverordnung) eine sichere Handhabung von Chemikalien gewährleistet ist. Um das Image der Chemie zu verbessern wurde das Jahr 2003 von verschiedenen Trägerorganisationen zum "Jahr der Chemie" (Netseite) erklärt.

Fachrichtungen

Die Chemie wird aus traditionellen Gründen in die organische und anorganische Chemie unterteilt, wobei etwa um 1890 auch noch die physikalische Chemie hinzukam.

Seit der Harnstoffsynthese 1828 von Friedrich Wöhler, bei der die organische Substanz Harnstoff aus der anorganischen Verbindung Ammoniumcyanat hergestellt wurde, verwischen sich die Grenzen zwischen Stoffen aus der unbelebten (den "anorganischen" Stoffen) und der belebten Natur (den organischen Stoffen). So stellen Lebewesen auch eine Vielzahl anorganischer Stoffe her, während im Labor fast alle organischen Stoffe hergestellt werden können.

Die traditionelle, aber auch willkürliche Unterscheidung zwischen anorganischer und organischer Chemie wurde aber dennoch beibehalten. Ein Grund besteht darin, dass die organische Chemie stark vom Molekül bestimmt wird, die anorganische Chemie jedoch oft von Ionen, Kristallen, Komplexverbindungen und Kolloiden. Ein weiterer ist, dass sich die Reaktionsmechanismen und Stoffstrukturen in der Anorganik und Organik vielfach unterscheiden.

Eine weitere Möglichkeit ist es, die Chemie nach der Zielrichtung in die untersuchende, 'zerlegende' Analytische Chemie und in die aufbauende, produktorientierte Präparative- oder Synthetische Chemie aufzuspalten. In der Lehrpraxis der Universitäten ist die Analytische Chemie oft als Unterrichtsfach vertreten, während die Präparative Chemie im Rahmen der organischen oder anorganischen Chemie behandelt wird.

Es gibt natürlich noch weitere Fachgebiete, doch die hier geschilderten sollen einen groben Überblick verschaffen.

Für die entsprechenden Hauptartikel siehe Chemie in der Wikipedia.

Anorganische Chemie

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Phosphorsäure

Diese, auch Anorganik genannte Richtung, umfasst, einfach ausgedrückt, die Chemie aller Elemente und Verbindungen, die nicht ausschliesslich Kohlenstoffketten enthalten, denn diese sind Gegenstände der organischen Chemie. Die anorganische Chemie beschäftigt sich beispielsweise mit Phosphorsäure, Silizium und anderen kohlenstofffreien Verbindungen, aber auch mit Kohlendioxid, den Säuren Cyanwasserstoff (Blausäure) und Kohlensäure sowie mit deren Salzen. Es gibt aber noch eine ganze Reihe von Verbindungen, beispielsweise Organometallverbindungen, die sich nicht so eindeutig zuordnen lassen.

In der Anorganik geht es um kleine Moleküle oder überhaupt um Salze bzw. Metalle, daher reicht eine Summenformel meist aus. In wenigen Fällen, wo es dennoch Isomere gibt, werden verständlicherweise wie in der organischen Chemie systamatische Namen und Strukturformeln benötigt. Oft orientieren sich diese dabei sogar an denen von ähnlich aufgebauten Substanzen in der organischen Chemie (siehe beispielsweise Silane).

Historische Definition

Die Anorganische Chemie befasst sich mit den chemischen Elementen und Reaktionen der Stoffe, die nicht von organischem Leben (mit Hilfe der hypothetischen Lebenskraft) erzeugt werden.

== Organische Chemie ==

Kalottenmodelle einiger Kohlenwasserstoffe.

Die auch Organik genannte organische Chemie ist eigentlich die Chemie eines einzigen Elementes, des Kohlenstoffs. Durch dessen Fähigkeit, lange Ketten zu bilden, sowie durch die drei verschiedenen Kohlenstoff-Kohlenstoff-Bindungsmöglichkeiten ( Einfach-, Doppel- und Dreifachbindung). Durch diese enorme Vielfalt an Ketten, Ringen und anderen Verbindungen enthält schon alleine die Chemie der Kohlenwasserstoffe eine gewaltige Zahl an unterschiedlichen Substanzen, die sich oft nur an einer einzigen Doppelbindung oder überhaupt nur an der Struktur unterscheiden. Hinzu kommt noch, dass häufig auch Fremdatome im Kohlenwasserstoffgerüst eingebaut sind. Um diese Unzahl an Verbindungen einwandfrei zu identifizieren, genügen keine Summenformeln mehr, was sich mit einem Beispiel leicht demonstrieren lässt:

C₂H₆O kann bedeuten:

Ethanol ("Alkohol"): Datei:Ethanol.png

Dimethylether: CH₃-O-CH₃ (falls möglich durch passende Strukturformel (am besten wie oben) ersetzen)

Wie jeder durch bloßes Abzählen feststellen kann, stimmt die Summenformel für beide Substanzen, die allerdings sehr unterschiedlich sind, wovon man sich bei den entsprechenden Hauptartikeln überzeugen kann. Es sind insgesamt nur 7 Atome vorhanden, doch trotzdem ist eine Summenformel allein keine ausreichende Kennzeichnung mehr. Nun muss man sich nur noch zusätzliche Atome vorstellen, und das Chaos ist perfekt.

Aus diesem Grund gibt es die IUPAC- Nomenklatur, die jeder Substanz (auch jeder anorganischen) einen eindeutigen, systematischen Namen zuweisen, obwohl gerade bei organischen Stoffen oft Trivialnamen (gewohnte Bezeichnungen; z.B.: Essigsäure) vorhanden sind. Nach diesen Regeln wird die erste Substanz Ethan(C₂H₆) + ol (Endung für Alkohole, also -OH), also Ethanol, und die zweite Meth(Methyl (CH₃-)) + oxy (-O-) + Methan, also Methoxymethan, genannt.

Friedrich Wöhler

Historische Definition

Früher dachte man, dass organische Substanzen, wie schon das Wort "organisch" sagt, nur von Lebewesen hergestellt werden könne. Man schrieb dies einer so genannten "vis vitalis", also einer "Lebenskraft" zu, die in diesen Substanzen verborgen sei.

Diese Theorie war lange Zeit unangefochten, bis es Friedrich Wöhler 1828 gelang, erstmals eine anorganische Substanz im Labor in eine organische umzuwandeln.

Wöhlers berühmte Harnstoffsynthese aus Ammoniumcyanat durch Erhitzen auf 60°:

Datei:Ammonium.PNGOCN^-   $\rightarrow$   Datei:Harnstoff.png

Physikalische Chemie

Bei der physikalischen Chemie, auch chemische Physik genannt, handelt es sich um den Grenzbereich zwischen Physik und Chemie. Während in der präparativen Chemie (Organik, Anorganik) die Fragestellung z. B. ist: "Wie kann ich einen Stoff erzeugen", beantwortet die physikalische Chemie stärker quantitative Fragen, z. B. "Unter welchen Bedingungen findet eine Reaktion statt?" (Thermodynamik), oder "Wie schnell ist die Reaktion" (Kinetik). Die an Bedeutung gewinnende theoretische Chemie, Quantenchemie oder Molekularphysik versucht, Eigenschaften von Stoffen, chemischer Reaktionen und Reaktionsmechanismen anhand von physikalischen Modellen, wie z. B. der Quantentheorie oder Quantenelektrodynamik und numerischen Berechnungen zu ergründen.

Geschichte

Die Physikalische Chemie wurde um 1890 vor allem von Svante Arrhenius, Jacobus Henricus van 't Hoff und Wilhelm Ostwald begründet. Letzterer war auch erster Herausgeber der 1887 gemeinsam mit van 't Hoff gegründeten Zeitschrift für physikalische Chemie und hatte in Leipzig den ersten deutschen Lehrstuhl für Physikalische Chemie inne. Das erste eigenständige Institut für Physikalische Chemie wurde 1895 von Walther Nernst, der sich bei Ostwald habilitiert hatte, in Göttingen gegründet. Weitere spezifisch der Physikalischen Chemie gewidmete Institute folgten dann in rascher Folge in Leipzig (1897), Dresden (1900), Karlsruhe (1903), Breslau, Berlin (1905) und andernorts.

Naturwissenschaftler, insbesondere Chemiker oder Physiker, die vorwiegend im Bereich der Phyikalischen Chemie tätig sind, werden auch als Physikochemiker bezeichnet.

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Literatur

• Eine Zusammenstellung von ausgewählten Beiträgen aus Spektrum der Wissenschaft: Digest: Moderne Chemie. Spektrum der Wissenschaft Verlagsgesellschaft mbH, Heidelberg, Juni 1995, ISSN 0945-9537
• Pedro Cintas: Der Weg zu chemischen Namen und Eponymen: Entdeckung, Priorität und Würdigung. Angewandte Chemie 116(44), S. 6012 - 6018 (2004), ISSN 0044-8249
• Joachim Kranz; Manfred Kuballa: Chemie im Alltag, Berlin, 2003, 3-589-21692-1

Weblinks

• Prof. Blumes Bildungsserver für Chemie
• Chemieforum und Experimente
• Portal mit Forum zur Chemie
• Versuche und Synthesen für Chemiestudenten und Hobbyisten
• Chemie-Portal mit Forum für den Chemie-Leistungskurs
• Chemie-Portal mit Forum und einem Chemiechat, Tomchemie
• Deutsches Chemie-Portal
• Netchemie - Chemie für Schule Studium und Alltag: Lexika, Versuche, Software und Forum
• Chemische Experimente auf dem WEB - Ziel dieses Angebotes der ETHZ ist es, den Studierenden und Dozierenden auf Video aufgezeichnete Experimente jederzeit bereitzustellen
• Experimentalchemie.de - Chemische Experimente für Unterricht und zu Showzwecken

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