Analytische Chemie at Fachhochschule Campus Wien

CH3OH

Nicht CH4O - wegen Strukturformel (1ne OH-Gruppe)

Element-Namen in der Reihenfolge ihrer Elektronegativität
An den Namen des zweiten Elementes wird die Endsilbe -id angehängt.

Bsp.: NaCI : Natriumchlorid

1.)Elemente in molekularer Form  geschrieben - H2 statt H

2.)Auf beiden Seiten gleiche Anzahl an Atomen 

3.) Ladungen beachten/ausgleichen

falsch: (Fe3+) + (SCN-) -> FeSCN
richtig: (Fe3+) + (3SCN-) -> Fe(SCN)3 rot

a) Oxidation ist die Abgabe von Elektronen.
Beispiel: Na0
.
Na+ + e

b)
Reduktion ist die Aufnahme von Elektronen.
Beispiel: Cl20 + 2 e-
.
2 Cl-

Reduktion und Oxidation sind also stets miteinander gekoppelt –
daher die Bezeichnung Redox-Reaktionen.

Die Oxidationszahl eines Elementes (Ox) in einer chemischen Verbindung ist gleich
der Differenz der Valenzelektronenanzahl dieses Elements (NValenz) und der
Elektronenanzahl im jeweils betrachteten Zustand (N Zustand).
Ox = N Valenz – N Zustand

Elektronegativitätsreihe: F > O > Cl > N > S > C > P > H > Metalle
Zusammenhang mit dem Periodensystem: In einer Periode nimmt die Elektronegativität
von links nach rechts zu und in einer Gruppe von oben nach unten ab.

1.)
Die Oxidationszahl eines Atoms im elementaren Zustand ist gleich
Null
2.)
Die Oxidationszahl eines einatomigen Ions entspricht seiner Ladung

3.) Die algebraische Summe der Oxidationszahlen der Atome eines Moleküls oder Ions entspricht der Gesamtladung des Moleküls (=0) oder Ions.
4.) Die Oxidationszahl des Fluors in Verbindungen ist ausschließlich –I.
5.) Die Oxidationszahl des Wasserstoffes in Verbindungen ist +I (nur in Hydriden, z.B. NaH, ist sie –I).
6.) Die Oxidationszahl des Sauerstoffes in Verbindungen ist –II(Ausnahmen sind: Peroxide, Sauerstofffluoride und das O2+Kation).
7.) Zusammenhang mit dem Periodensystem:
Die Gruppennummer gibt theoretisch die höchstmögliche
Oxidationszahl an. Die negativste theoretische Oxidationszahl ist die Differenz der Ordnungszahl des jeweiligen Elementes zum nächst höheren Edelgas. Nicht zu vergessen ist jedoch, dass die Metalle aufgrund ihrer Elektronegativität keine negativen Oxidationszahlen
besitzen.

Stoffe, die sowohl reduzierend als auch oxidierend wirken können, nennt man redoxamphotere
Stoffe.

Basen nehmen Protonen auf, sie sind Protonenakzeptoren.

Basen sind alkalisch reagierende Stoffe, die mit Säuren Salze bilden bzw. Stoffe, die
in wäßriger Lösung negativ geladene Hydroxid-Ionen (OH-) abspalten.
Basen färben rotes Lackmus-Papier blau, gelbes Kurkuma-Papier braun, farblose
Phenolphthalein-Lösung rot, rote Methylorange-Lösung gelb. Je nachdem, ob ein,
zwei usw. OH-Gruppen enthalten sind, unterscheidet man in Analogie zu Säuren ein-
, zwei- oder mehrwertige bzw. mono-, di- usw. –hydrische Basen z.B. NaOH,
Ba(OH)2.

Salze sind Verbindungen, die durch Einwirkung von Säuren auf Basen unter
Wasserabspaltung entstehen bzw. durch Vereinigung von Metallen (z.B. Aluminium),
Metalloxiden (z.B. Fe2O3), Metallhydroxiden (z.B. Ca(OH)2) oder Carbonaten (z.B. Na2CO3) mit Säuren oder Säureanhydriden (= entstehen bei Säuren durch
Abspaltung eines Wassermoleküls).

Sie leiten sich ab von Säuren, indem H+ durch
einen positiven Basenrest, oder von Basen, indem OH- durch einen negativen
Säurerest ersetzt wird.

Man säuert einen kleinen Teil der Urprobe mit verdünnter H2SO4 an, fügt
KI hinzu und unterschichtet mit Chloroform (Trichlormethan, CHCl3). Nach
dem Durchschütteln färbt sich die organische Phase violett
(I2-Ausscheidung), falls BrO3-, IO3-, CrO42-, oder [Fe(CN)6]3- vorliegen.

2 IO3- > I2
2 IO3- + 10 e- > I2
2 IO3- + 10 e- + 12 H+ > I2 + 6 H2O

F, Cl, Br, I