Alkohole, Aldehyde, Ester und Chemisches Gleichgewicht: Reaktionen und Prinzipien

Alkohol-Reaktionen

Substitutionsreaktionen: CH₃CH₂OH + HCl → CH₃CH₂Cl + H₂O

Verbrennungsreaktion: Alkohol + O₂ → CO₂ + H₂O

Gewinnung: Hydrolyse von Alkylhalogeniden oder Hydratisierung von Alkenen durch Säuren.

Eliminierungsreaktionen (Dehydratisierung)

Durch Entfernen von Wasser aus Alkoholen entstehen Alkene bzw. Ether. Die Reaktion hängt von der Temperatur und dem Alkoholanteil ab:

• CH₃CH₂OH → (H₂SO₄, t < 150 °C) CH₂=CH₂ + H₂O
• 2 CH₃CH₂OH → (H₂SO₄, 130 °C–140 °C) CH₃CH₂OCH₂CH₃ + H₂O (Etherbildung)

Oxidation von Alkoholen

• Primäre Alkohole: CH₃CH₂OH → (Cr₂O₇²⁻ + H⁺) CH₃CHO → (Cr₂O₇²⁻ + H⁺) CH₃COOH
• Sekundäre Alkohole werden zu Ketonen oxidiert.

Aldehyde und Ketone

Reduktion

CH₃CHO + H₂ → (Pt) CH₃CH₂OH

Oxidation

Aldehyde werden durch milde Oxidationsmittel zu Carbonsäuren oxidiert, Ketone nur durch starke Oxidationsmittel.

Nachweisreaktionen

Tollens-Reagenz: Aldehyde reagieren mit ammoniakalischer Silbernitratlösung. Es bildet sich ein Silberspiegel im Reagenzglas:
CH₃CHO + 2 [Ag(NH₃)₂]⁺ + 3 OH⁻ → CH₃COO⁻ + 2 Ag↓ + 4 NH₃ + 2 H₂O

Fehling-Lösung: Aldehyde reduzieren in alkalischer Lösung Cu²⁺ zu rotem Kupfer(I)-oxid (Cu₂O):
CH₃CHO + 2 Cu(OH)₂ + NaOH → CH₃COONa + Cu₂O↓ + 3 H₂O

Gewinnung

Aldehyde entstehen durch Oxidation primärer Alkohole, Ketone durch Oxidation sekundärer Alkohole.

Ester

• Hydrolyse (sauer katalysiert): Ester + H₂O ⇌ Carbonsäure + Alkohol
• Verseifung (alkalisch): R-COOR' + NaOH → R-COONa + R'OH
• Ammonolyse: Ester + Ammoniak → Amid + Alkohol
• Herstellung: Veresterung (Säure + Alkohol → Ester + Wasser) durch chemische Synthese oder aus natürlichen Rohstoffen.

Carbonsäuren

• Neutralisation: Säure + Base → Salz + Wasser
• Seifen: Langkettige Säure + Base → Seife
• Reduktion: Carbonsäure → primärer Alkohol
• Veresterung: Säure + Alkohol → Ester + Wasser

Le-Chatelier-Prinzip

Ein System im chemischen Gleichgewicht reagiert auf eine äußere Störung so, dass die Auswirkung der Störung teilweise ausgeglichen wird.

Zugabe oder Entfernen von Edukten oder Produkten

Bei aA + bB ⇌ cC: Wird A oder B zugegeben oder C entfernt, gilt Q_c < K_c, und die Reaktion läuft nach rechts ab, bis wieder Q_c = K_c gilt.

Katalysator

Ein Katalysator beschleunigt die Einstellung des Gleichgewichts, beeinflusst jedoch weder die Konzentrationen noch die Gleichgewichtskonstante K_c.

Druck (Kompression oder Expansion)

Bei Kompression (p ↑, V ↓) läuft die Reaktion in die Richtung, in der die Gesamtzahl der gasförmigen Mole abnimmt; bei Expansion umgekehrt.

Temperaturänderungen

Bei Temperaturerhöhung verschiebt sich das Gleichgewicht bei endothermen Reaktionen (ΔH > 0) nach rechts, bei exothermen Reaktionen (ΔH < 0) nach links.

Spontaneität von Reaktionen

ΔG = ΔH − T·ΔS

• Exotherm: ΔH < 0; endotherm: ΔH > 0
• ΔS > 0 bei Zunahme der Unordnung (z. B. x + x → x₂); ΔS < 0 bei Abnahme
• ΔH (−) und ΔS (+): immer spontan
• ΔH (+) und ΔS (+): spontan bei hohen Temperaturen
• ΔH (−) und ΔS (−): spontan bei niedrigen Temperaturen
• ΔH (+) und ΔS (−): nie spontan

Enthalpie

ΔH_R = ΔH_f (Produkte) − ΔH_f (Edukte)

Bei einer Folge von Gleichungen gilt das Hess’sche Gesetz: ΔH = ΔH₁ + ΔH₂ + …

Reaktionsgeschwindigkeit

Für die Geschwindigkeit gilt v = k [A]^m [B]ⁿ, wobei m und n die Exponenten sind. Die Reaktionsordnung insgesamt ist m + n.