Chemie für Ahnungslose: Eine Einstiegshilfe für Studierende
Date: 2010-02-21T23:00:00+00:00
Keywords: Fachbücher; Chemie; Hilfsmittel; Medizin; Wörterbücher & Nachschlagewerke; Allgemein; Naturwissenschaften & Technik; Ratgeber; Gesundheit & Medizin; Gesundheitslexika & Medikamentenratgeber; S. Hirzel Verlag
Description: Chemie? Konnt ich noch nie! Dieser kompakte Bestseller enthält das gesamte Basiswissen, das für ein Verständnis der Chemie erforderlich ist. Ein Buch für alle, die entweder die Grundlagen mit möglichst geringem zeitlichem Aufwand erarbeiten müssen oder gezielt einzelne Details nachschlagen wollen. Damit die Chemie stimmt! **
Publisher: Hirzel

Katherina Standhartinger

Chemie für Ahnungslose

Katherina Standhartinger

Dickenreiser Weg 48

87700 Memmingen
kstandhartinger@web.de

Katherina Standhartinger wurde 1959 im bayerischschwäbischen Memmingen geboren. Dort schLoss sie
im Jahr 1978 die Schulzeit mit dem Abitur ab. Nach
dem Lehramtstudium für BioLogie und Chemie an der

Ludwig-Maximilian-Universität in München und dem
staatLichen Vorbereitungsdienst für das Lehramt am

Gymnasium beendete sie ihre Ausbildung im Jahr

1988. Sie unterrichtete seitdem in München, Kaufbeuren, Füssen und Memmingen. Während einer Familienpause verfasste sie die nChemie für Ahnungs

LoseN.

Bibliografische Information Der Deutschen Nationalbibliothek

Die Deutsche Nationalbibliothek verzeichnet diese Publikation in der Deuts<:hen Nationalbibliografie;
detamierte bibliografische Daten sind im Internet über http://dnb.d-nb.de abrufbar.

1. Auflage 2000

2. Auflage 2002

3., unveränderte Auflage 2003

4., korrigierte Auflage 2004

5., unveränderte Auflage 2005

6., korrigierte und erweiterte Auflage 2008

7. Auflage 2010

ISBN 978-3-7776-1792-3

Jede Verwertung des Werkes auSerhatb der Grenzen des Urheberrechtsgesetzes ist unzulässig und strafbar.

Dies gilt insbesondere für Übersetzung, Nachdruck, Mikroverfilmung oder vergleichbare Verfahren sowie für
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© 2010 S. Hirzel Verlag, Birkenwaldstraße 44,70191 Stuttgart

Pnnted in Germany
www.hirzeLde

Satz: Claudia Wild, Stuttgart

Druck: Djurcic, Schorndorf

Umschlaggestaltung: deblik, Bertin

v

Vorwort

Wie bitte? Eine Chemieprüfung muss ich machen? Von Chemie hatte ich doch schon
in der Sch uLe keine Ahnung!

Immer wieder mischt sich mit diesem Aufschrei ein besonderes Entsetzen in die

Unsicherheit, die die meisten Studienanfänger ohnehin schon empfinden, wen n sie
im AnschLuss an den gewohnten schuLischen Ablauf oder nach einer Phase der

Berufstätigkeit ein Universitäts- oder Fach hochschuLstudium aufnehmen: Denn
tatsächLich verlangen die meisten naturwissenschaftLich oder technisch ausgerichteten Studienfächer im VerLauf des Studienganges eine oder gar mehrere schriftliche Prüfungen in Chemie.

Studenten, die Chemie im Nebenfach beLegen müssen, können in der Regel verhältnismäßig wenig Engagement für dieses Fach aufbringen, da die vorrangigen Hauptfächer die meiste Energie während des Semesters beanspruchen: Die Vorbereitungen auf die Chemieprüfung müssen oft innerhalb einer sehr engen Zeitspanne erfolgen, wobei sich dan n "ALtlücken" aus der Schulzeit ganz besonders schmerzlich bemerkbar machen .

Doch auch Studenten der Chemie im Hauptfach sind oft mit dem Tempo der Wissensvermittlung stark gefordert und wünschen sich ei n überschaubares Nachschlagewerk für ganz grundlegendes Wissen.

Das vorLiegende Buch behandeLt die fachLichen Grundlagen der Chemie, wie sie
von einer Universität oder FachhochschuLe als selbstverständliches, in jeder weiterführenden Sch ule obligatorisch erworbenes Wissen vorausgesetzt werden. Es richtet sich demnach an alLe Studierenden oder Schüler, die entweder das chemische Basiswissen mit mögLichst geringem zeitLichem Aufwand erarbeiten oder gezieLt einzelne grundLegende Details nachschlagen woLLen.

Es ist das Hauptanliegen des Buches, verständliche Erklärungen anzubieten, andererseits wurde ganz bewusst eine möglichst knappe Art der DarstelLung gewählt, um zeitLiche Engpässe zu berücksichtigen. Wichtige und in der chemischen Praxis
häufig gebrauchte Verbindungen wurden mit Namen und Formel in die Erklärungen
einbezogen, um stoffliche Bezüge zu schaffen. Vom Schulbuch unterscheidet sich
dieses Buch dadurch, dass die chemischen Zusammenhänge nicht über den Versuch
erschlossen, sondern als solche ohne Umschweife präsentiert und erklärt werden.

Zu den obligatorisch in den Prüfungen abgefragten Anwendungen des Wissens
zur Stöchiometrie, zu den Säure-Base- sowie den Redoxreaktionen finden sich ausgewähLte Übungsaufgaben unterschiedlichen Schwierigkeitsgrades. Die ausführlichen Lösungen sollen das Einüben einer korrekten schriftLichen Formulierung chemischer Sachverhalte unterstützen.

Chemisches Vorwissen ist für die Arbeit mit dem Buch von großem Nutzen, jedoch nicht unabdingbare Voraussetzung - es soLL auch dem echten Neuling den Einstieg ermögLichen.

Die große Nachfrage, Beweis für die Notwendigkeit, dieses Buch zu verfassen
und zu verlegen, machte eine Neuauflage erforderlich.

Mem mingen, im Herbst 2009

Katherina Standhartinger

VII

Inhaltsverzeichnis

Vorwort . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

V

1

Einführung ........................................... .

2

Übersicht über die Aggregatzustände ........................ .

3

Stoff e. Gemische. Reinstoff e. Elemente . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

2

4

Die Einteilung der Reinstoff e - einige wichtige Begriff e . .. . . ..... . .

2

5

Elemente und ihre Symbole .. . . . .. . . ... . . . . . .. . ... . . ..... . .

3

5.1

Die ersten zwanzig Elemente (Ordnungszah/1-20) . . . . • . . . . . . . . . . . . .

3

5.2

Weitere wichtige Elemente .... . . ... . . . .. . . . . . . . . ..... . .... . .

4

6

Der Bau des Atoms . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

5

6.1

Das Kern-HüLLe-Modell . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

5

6.2

Bestandteile von Atomkern und Elektronenhülle . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

5

6.3

Der Bau des Atomkerns bei den einzelnen Elementen . . . . . . . . . . . . . . . . .

6

6.3.1

Protonen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

6

6.3.2

Neutronen und Isotope . . .... . . ..... . .. . . . . . . . . .......... . .

7

6.3.3

Schreibweise . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

7

Das Schalenmodell der Atomhülle ... . . ... . . . .. . . . . . . . . ... . . . .

8

7.1

Die Besetzung der Energiestufen mit Elektronen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

9

7.2

Die Verwendung des Periodensystems der Elemente . . . . . . . . . . . . . . . . . .

9

B

Grundlagen des Orbitalmodells . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 12

8.1

Energiestufen und Energieniveaus . . ... . .. . . . . ........ . . . .... . . 12

8.2

AtomhüLLen mit mehreren Elektronen ... . ... . . . .. . . . . . . . . ..... . . 12

8.2.1

Die Nebenquantenzahl l . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 13

8.2.2

Elektronenanzahl auf den Unterniveaus . . ... . . . . . . . . .... . ..... . . 14

8.2.3

Die magnetische Quantenzahl m . . . . . . . . . . . . . . . . • . . . . . . . . . . . . . 14

8.2.4

Die Spinquantenzahl s . . . .... . . ... . . . .. . ... . . . . .......... . . 15

8.2.5

Zusammenfassung . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 16

8.3

Atomorbitale .. . . ... . . .. . . . . . . .. . ..... . .... . .... . ..... . . 16

8.3.1

Atomorbitale und Kästchenschreibweise . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 16

8.3.2

Die Reihenfolge der O rbitalbesetzung . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 17

8.3.3

Die Elektronenkonfiguration in der Kästchenschreibweise . ..... . ...... 18

8.3.4

Die Elektronenkonfiguration in der Kurzschreibweise . . . . . . . . . . . . . . . .. 2 0
g

Ionen. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 2 1

9.1

Die Ionisierungsenergie . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 2 1

9.2

Die Elektronenaffinität . . ...... . ... . ... . . .......... . .. . .... 2 1

9.3

Die Ionisierung des Aluminium-Atoms .. . . .. . ... . . . ...... . . . .... 2 2

9.4

Schreibweise .... . .. . . ...... . .. . . . ...... . . . . .... . ....... 2 2

9.5

Zusammenfassung und wichtige Fachbegriffe . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 2 3

10

Das ReaktIonsschema . . . .. . . .... . . ... . . . . . . . .. . . . . ... . . . . 2 3

11

Das Gesetz von der Erhaltung der Masse . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 2 4

VIII

Inhaltsverzeichnis

12

Chemische Gleichungen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 2 4

1 2.1

Ihre Aufgabe in der Chemie ................................. 2 4

1 2.2

Die Formeln chemischer Verbindungen - der Molekülbegriff ............ 2 5

1 2.3

Das .Aufstellen" von chemischen Gleichungen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 26

1 2.4

Übungen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 27

13

Energiebeteiligung bei chemischen Reaktionen. . . . . . . . . . . . . . . . . .. 2 9

1 3.1

Beispiele . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 2 9

1 3.1.1

Die Knallgasreaktion ...................................... 2 9

1 3.1.2

Die Zerlegung von Wasser mittels Gleichstrom ..................... 3 0

1 3.2

Die exotherme Reaktion . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 3 0

1 3.3

Die endotherme Reaktion . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 3 0

1 3.4

Die Reaktionsenthalpie t.HR • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • 3 1

14

Die atomare Masseneinheit u . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3 2

15

Die Masse von Molekülen . . . . . . . .. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3 2

16

Das Mol . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3 3

17

Die Avogadro- oder Loschmidt'sche Zahl . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3 4

18

Stoffmengen und Stoffportionen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3 4

19

Das molane Volumen . . . . . . . . . . .. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3 5

20

Die verschiedenen Aussagen chemischer Gleichungen . . . . . . . . . . . . .. 36

21

Gebrauchliche stöchiometrische Größen und Formeln . . . . . . . . . . . . .. 37

22

Dezimale Vielf ache und Teile von Einheiten . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 38

23

Stöchiometrische Berechnungen und Übungen . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 38

2 3.1

Tipps zur systematischen Vorgehensweise . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 3 9

2 3.2

Beispiele für im mer wiederkehrende stöchiometrische Berechnungen . . . . .. 40

24

Die Elementgruppen des "verkürzten" Periodensystems. . . . . . . . . . . .. 44

2 4.1

Die Hauptgruppen . . . . . . . . . . . ... . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 44

2 4.2

Kurzcharakteristik der Hauptgruppen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 44

25

Die Bindungswertigkeit . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 46

2 5.1

Definition der stöchiometrischen Wertigkeit ...................... 47

2 5.2

Praktische Anwendung .................................... 48

26

Edelgaskonflguratlon und Oktettregel . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 49

26.1

Die Elektronenkonfiguration der Edelgase . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 49

26.2

Das Elektronenoktett . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 50

26.3

Die Valenzelektronen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 5 1

26.4

Ausblick auf die Vorgänge in den Elektronenhüllen während chemischer

Reaktionen ............................................ 5 1

26.4.1

Alkalimetalle . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 5 2

26.4.2

Erdalkalimetalle . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 5 2

26.4.3

Halogene . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 5 2

27

Salze . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5 3

27.1

Bedeutung der Salze ...................................... 5 3

In naltsverzeich n;s

IX

27.2

Leitfähigkeit von Salzlösungen . . .. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

5 4

27.2.1

Leitfähigkeitsprüfer . . . . .. . . . . . . . . . .. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 55

27.2.2

FoLgerungen aus der Leitfähigkeit einer Salzlösung oder -schmelze . . . . . . . 5 5

27.3

Bindungsverhältnisse u n d räumLiche Strukturen in Salzen . . . . . . . . . . . . . . 56

27.3.1

Die Ionenbi ndung . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 56

27.3.2

Das Ionengitter . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. . . . . . . . . . . . 56

27.4

Chemische Formeln für Salze . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 57

27.5

Wichtige Salze in der anorganischen Chemie . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 58

27.5.1

Salze der Hauptgruppenelemente aus einatomigen Ionen . . . . . . . . . . . . .. 58

27.5.2

Salze mit wechseLnden Wertigkeiten . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 58

27.5.3

Salze mit mehratomigen Ionen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 59

27.6

Eigenschaften von Ionenverbindungen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 60

28

Die Atombindung . . . . . .. . . . . . . . . . .. . . . . . . . . . .. . . . . . . . . . . 6 1

28.1

Die Valenzstrichformel . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6 1

28.1.1

LEWIS-Formeln der Elemente Wasserstoff, Sauerstoff, Stickstoff u n d Fluor . . . 6 1

2 8.1.2

Nicht bindende Elektronenpaare . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6 2

28.2

Bindungsverhältnisse und PSE a m BeispieL der zweiten Periode . . . . . . . . . . 6 2

28.3

Beispiele . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6 3

28.4

Zusammenfassung . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6 4

29

Diamant und Graphit - Modifikationen des Kohlenstoffs. . . . . . . . . . . . . 65

2 9.1

Atomgitter . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 65

2 9.2

Modifikationen eines Elementes . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 65

2 9.3

Diamant und Graphit im Vergleich • . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 65

30

Die Elektronegativität . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . • 66

3 0.1

Elektronegativitäten und PSE . . . .. . . . . .. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 67

3 0.2

Elektronegativität und Reaktivität . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 68

3 1

Die polare Atombindung . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . • 69

3 1.1

Die Bindung im Chlorwasserstoffmolekül . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . • 69

3 1.2

Die Bindungen im Wassermolekül . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . • 69

3 1.3

Die Bindungen im Ammoniakmolekül . . . . .. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 7 0

3 1.4

Moleküle mit polaren Bindungen ohne Dipoleigenschaften . . . . . . . . . . . .. 7 0

32

Der räumliche Bau von Molekülen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 7 0

3 2.1

RegeLn zur Ermittlung des Molekülbaus . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . • 7 0

3 2.2

MolekülbeispieLe mit vier Elektronenpaaren . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . • 7 1

3 2.3

Übersicht über geometrische Formen in Molekülen . . . . . . . . . . . . . . . . . . 7 2

33

Wechselwirkungen zwischen Stoffteilchen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 7 2

3 3.1

Van-der-Waals-Kräfte . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 7 3

3 3.1.1

Van-der-Waals-Kräfte am Beispiel der HaLogene . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 7 3

3 3.2

Wasserstoffbrückenbindungen . . . • . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

7 4

3 3.3

DipoL-DipoL-Wechselwirkungen . . . . . . . . .. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

7 4

3 3.4

Lösungsvorgänge und LösungsmitteL . . . . .. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

7 5

3 3.4.1

Wasser als Lösungsmittel für Salze . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 7 5

3 3.4.2

Unpolare LösungsmitteL . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

7 6

3 3.4.3

Zusammenfassung und Fachausdrücke . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 76

x

Inhaltsverzeichnis

34

Massenanteil und Volumenanteil .......................... .

77

35

Die Stoffmengenkonzenmtion ............................ .

7 8

36

Das Auf spalten von Atombindungen ........................ .

7 8

3 6.1

Homolyse ........................................... .

7 9

3 6.1.1

Der Reaktionsmechanismus der Chlorwasserstoffherstellung .......... .

7 9

36.1.2

Zusammenfassung und Fachbegriffe .......................... .

8 0

36.2

Heterolyse ........................................... .

8 0

3 6.2.1

Reaktion zwischen Chlorwasserstoff und Wasser .................. .

8 0

3 6.2.2

Zusammenfassung und Fachbegriffe .......................... .

8 1

3 7

Protonenübergänge .................................... .

8 1

37.1

Grundlegendes zu Säuren und Basen .......................... .

8 2

37.2

Die Säure-Base-Reaktion ................................. .

8 3

37.2.1

Beispiele . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

8 3

37.3

Ampholyte .......................................... .

8 4

37.3.1

Wasser - Ampholyt und Lösungsmittel ........................ .

8 4

37.3.2

Andere Ampholyte ..................................... .

8 5

37.4

Die Stärke von Säuren und Basen ............................ .

8 6

37.5

Saure und alkalische Lösungen ............................. .

87

37.6

Der Neutralpunkt einer Lösung ............................. .

87

37.7

Der pH-Wert .......................................... .

88

37.8

Zusammenhänge zwischen der Oxoniumionenkonzentration c(HJO+)

und der Hydroxidionenkonzentration c(OW) .................... .

8 9

37.9

Indikatoren .......................................... .

90

37.10

Die Neutralisationsreaktion ............................... .

9 1

37.10.1 Die Bedeutung der HJO+ - und OW -Ionen ....................... .

9 1

37.10.2

Salzbildung durch Neutralisation ............................ .

9 1

37.1 1

Die Säure-Base-Titration ................................. .

9 2

37.1 2

Die Berechnungen zur Säure-Base-Titration ..................... .

9 3

37.12.1 Grundlegende Betrachtungen .............................. .

9 3

37.12.2

Aufgaben ........................................... .

9 4

37.12.3

Lösungen ........................................... .

9 4

38

Elektronenüberginge .................................. .

97

3 8.1

Die Bedeutungsentwicklung der Begriffe Oxidation und Reduktion ..... .

98

38.2

Einige typische Redoxreaktionen ............................ .

99

38.3

Formaler Umgang mit Redoxvorgängen ........................ . 100

38.3.1

Grundsätzliches ....................................... . 100

38.3.2

Oxidationszahlen ...................................... . 100

38.3.3

Übungen zur Ermittlung von Oxidationszahlen ................... . 10 2

38.3.4

Oxidationszahlen in sauerstoffhaltigen Salzen ................... . 10 3

38.3.5

Die Erstellung von Redoxgleichungen ......................... . 10 4

38.3.6

Das ..AufsteUen von Redoxgleichungen" an Beispielen .............. . 105

Wetterfilhrende Literatur. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 110

StIchwortverzeIchnis ...........................................

111

1 Einführung - 2 Übersicht über die Aggregatzustände

1

1

Einführung

Zunächst stellt sich die Frage:

Was ist eigentlich Chemie?

Man kann bei einer chemischen Reaktion mit den Sinnen Veränderungen wahrnehmen. Zunächst bleibt jedoch verborgen, was genau geschieht. Dieses zu erforschen ist das Aufgabengebiet der Chemie.

Die Chemie ist eine exakte Naturwissenschaft, d. h. die Fragestellungen werden
durch Experimente und Messungen gelöst.

Der Forschungsgegenstand ist der Stoff und seine Veränderungen bei chemischen Vorgängen :

• Die Chemie ist die Lehre von den Stoffen und den Stoffänderungen .

• Soweit sich die Physi k mit den Stoffen befasst, untersucht sie Zustände und Zustandsänderungen .

2

Übersicht über die Aggregatzustände

Stoffe können in drei Aggregatzuständen vorkommen: fest, flüssig, gasförmig.

Die Begriffe Schmelzen, Erstarren, Verdampfen, Kondensieren, Sublimieren und Resublimieren bezeichnen die Übergänge zwischen den Aggregatzuständen .

Beispielsweise versteht man unter einer Sublimation den Übergang fest - gasförmig, wie es z. B. beim Trocknen gefrorener Straßen möglich ist.

Der Vorgang in der umgekehrten Richtung ist die Resublimation und geschieht
bei der Bildung von Raureif.

sublimieren
schmelzen
verdampfen
fest
flüssig
gasfdrmig
erstarren
kondensieren
resublimieren

Abb. 2. t: Die Aggregatzustände und ihre Ubergänge

Der Übergang fest -+ flüssig -+ gasförmig erfolgt unter Energiezufuhr.

Der Übergang gasförmig -+ flüssig -+ fest geschieht unter Entzug von Energie.

Es geLten foLgende Abkürzungen: (g) - gasförmig, (L) - flüssig, engL Liquid, (s) - fest, eng I. soLid

2

3 Stoffe, Gemi,che, Rein,toffe, Elemente - 4 Die Einteiwng der Rein,toffe

3

Stoffe, Gemische, Reinstoffe, Elemente

Früher glaubte man, die verschiedenen ..stoffeN, wie auch ihre Eigenschaften, seien
das Ergebnis unterschiedlicher Mischungen von Feuer, Wasser, Erde und Luft.

Heute ordnet man die Stoffe aufgrund ihrer chemischen Zusam mensetzung ei n:

Tab. 3 . 1 : EinteUung der Stoffe

Stoff
bezeichnet Jegliche Art von Materte

(Stoff. )Gemisch
kann durch verschiedene physikaLische bzw. chemische

Maßnahmen in seine BestandteiLe (Reinstoffe) zerlegt
werden

Reinstoffe
sind chemische Verbindungen bzw. Elemente

Verbindungen
bestehen aus zwei oder mehreren chemischen ELementen,
die über chemische Bindungen verknüpft sind

Elemente
sind mit den gängigen chemischen Methoden nicht weiter
zerlegbar

4

Die Einteilung der Reinstoffe -
einige wichtige Begriffe

• Reinstoffe sind chemisch rei ne Substanzen, d. h . sie sind nicht mit anderen

Stoffen vermischt.

Sie besitzen bei gleichbleibenden äußeren Bedingungen (Druck, Temperatur) immer die gleichen Eigenschaften, wie Siedepunkt, Schmelzpunkt, Dichte usw.

• Sowoh l chemische Verbindungen als auch chemische Elemente sind Rei nstoffe.

Abb. 4.1: Was sind Rei nstoffe?

• Rei nstoffe, die Verbindungen si nd, können durch spezielle chemische Maßnahmen noch weiter zerlegt werden.

Durch diese Zerlegungen entstehen im Endeffekt die an einer Verbindung beteiligten Elemente.

• Reinstoffe, die bereits Elemente sind, können nicht weiter zerlegt werden.

5 Elemente und ihre Symbole

3

5

Elemente und ihre Symbole

Das heute gebräuchLiche FormeLsystem, das den einzeLnen Elementen KürzeL aus einem oder zwei Buchstaben zuweist. geht auf den Chemiker Berze/ius zurück, der damit eine international verwendete chemische Zeichensprache schuf: Jedes chemische Element erhieLt ein SymboL, das von seinem Latei nischen oder
griechischen Namen abgeLeitet wurde.

NachfoLgend werden die gebräuchlichsten und am häufigsten verwendeten ELementsymboLe vorgesteLLt, deren sichere Beherrschung für eine weitere erfoLgreiche Beschäftigung mit chemischen Grundlagen absoLut erforderlich ist.

5. 1

Die ersten zwanzig Elemente (Ordnungszahl 1-20 )

Tab. 5.1: Die Symbole der ersten zwanzig Elemente

H

Wasserstoff

He

Helium

LI
lithium

Be

Beryllium

B

Bor

C

Kohlenstoff

N

Stickstoff

0

Sauerstoff

F

Fluor

Ne

Neon

Na

Natrium

Mg

Magnesium

Al

Aluminium

51

Silicium
p

Phosphor

5

Schwefel

Cl

Chlor

Ar

Argon

K

Kalium

Ca

Calcium

4

5 Elemente und ih", Symbole

5.2

Weitere wichtige Elemente

Die nachstehend genannten Elemente werden erfahrungsgemäß häufig bei der Behandlung chemischer Grundlagen gebraucht. Die Zahl in Klammern bezeichnet jeweils die Ordnungszahl. Im PSE (Periodensystem der Elemente) steht sie links unten neben dem Elementsymbol.

Tab. 5.2: Symbole und Ordnungszahlen wichtiger Elemente

Cr

Chrom

(24)

Mn

Mangan

(25)

Fe

Eisen

(26)

Co

Kobalt

(27)

Nt

Nickel

(28)

Cu

Kupfer

(29)

Zn

Zin k

(30)

Ir

Brom

(35)

Ag

Silber

(47)

Cd

Cadmium

(48)

Sn

Zinn

(50)

Sb

Antimon

(51)

I

Iod

(53)

la

Barium

(56)

Au

Gold

(79)

Hg

Quecksilber

(80)

Pb

Blei

(82)

Ra

Radium

(88)

Die Symbole werden zum einen dazu verwendet, die Elementnamen zu repräsentieren, zum anderen, um Einzelatome eines jeweiligen Elementes zu bezeichnen.

6 Der Bau des Atoms

5

6

Der Bau des Atoms

Die wesentlichen Aussagen des frühen Dalton-Atommodells, bei dem die Atome als
winzige Massekügelchen angesehen werden, lauten wie folgt:

• Die verschiedenen Elemente bestehen aus klei nsten, bei chemischen Vorgängen
ungeteilt bleibenden Atomen.

• Die Atome eines Elementes si nd glei ch. Sie besitzen die gleiche Masse.

• Atome verschiedener Elemente si nd verschieden. Sie besitzen unterschiedliche

Massen.

Diese Modellvorstellung wurde inzwischen erweitert (z. B. kennt man heute zusätzlich das Schalen modell, siehe Kap. 7, und das Orbitalmodell. s. Kap. 8) und zum Teil korrigiert.

6. 1

Das Kern-Hülle-Modell

Der Nobelpreisträger Rutherford kam durch seine Untersuchungen zu einer Modellvorstellung für den Bau der Atome, die von einem positiv geladenen Atomkern und einer negativ geladenen Atomhülle ausgeht.

Abb. 6.1: Rutherford'sdles Atommodell

6.2

Bestandteile von Atomkern und Elektronenhülle

Mit Hilfe von Hochspannung lassen sich im Hochvakuum an Atomen Ladungstrennungen durchführen, was zu folgender Interpretation führte:

• Die Atomkerne verei nigen zwei Arten von Nuc/eonen, die pos;tiv geladenen Protonen und die neutralen Neutronen.

• In der Hülle befinden sich die Elektronen mit ihrer negativen Ladung.

• Protonen, Neutro nen und Elektro nen bezeichnet man als Elementarteilchen.

6

6 Der Bau des Atoms

Elementarteilchen

Abkürzung

Ladung

Elektron
e-

-1 negativ

Proton
p', p

+1 positiv

Neutron
n
o neutral

Abb. 6.2: Übersicht über die Elementarteilchen

Atome sind nach außen hin neutral, d_ h. ungeladen, also ist die Anzahl der

Protonen gleich der Zahl der Elektronen.

6.3

Der Bau des Atomkerns bei den einzelnen Elementen

6.3.1

Protonen

Die Zugehörigkeit eines Atoms zu einem Element richtet sich streng nach der

Protonenzahl im Kern!

Also steht z. B. fest, dass Atome mit 35 Protonen im Kern ausschließlich dem Element Brom zuzuordnen sind.

Die Protonenzahl heißt auch Ordnungszahl oder KernladungszahL

Im Periodensystem der Elemente (= PSE) sind die Elemente nach der steigenden

Protonenzahl in den jeweiligen Atomkernen angeordnet.

Tab. 6.1: Beispiele für Protonenzahlen
in den Kernen verschiedener Elemente

Element

Protonenzah I p -

Ordnungszahl (OZ)

Wasserstoff

Kohlenstoff

6

Brom

35

Blei

82

6 Der Bau des Atoms

7

6.3.2

Neutronen und Isotope

In den Atomkernen ist die Neutronenanzahl n ungefähr gleich der Protonenzahl p.

Aber:

Die Kerne der Atome eines Elementes (sie besitzen die gleiche Protonenza h l p)

kön nen sich in der Zah l der Neutronen n unterscheiden .

Man bezeichnet diese unterschiedlichen Atome (Masse!) als Isotope ein- und desselben Elementes.

Tab. 6.2: Verschiedene Isotopenarten bei unterschiedlichen Elementen

Element

H

He

P

1

2

3

6

7

8

9
n1 < p

0

-

-

-

-

7

-
n2 - p

1

2

3

6

7

8

9
n3 > p

2

3

4

7

8

-

10
n4 > p

-

-

-

8

-

-

-
n - Neutronenanzahl. p - Protonenzahl

Man unterscheidet Reinelemente. die in allen Kernen dieselbe Neutronenzahl aufweisen, von den Mischelementen, die wesentlich häufiger sind und in deren Kernen sich die Neutronenzahlen unterscheiden .

Die Summe p + n wird als Massenzahl bezeichnet.

6.3.3

Schreibweise

Um auf einen Blick die Kernsituation des jeweiligen Elementes erfassen zu können.

wird im PSE nachstehende Schreibweise verwendet:

Massenzahl
p + n

X Elementsymbol

Ordnungszahl
p

8

7 Das Schalenmodell dor Atomhülle

Beispiel:

Massenzahl

6 + 6
häufigstes Isotop

( Kohlenstoff

Ordnungszahl

6

Abb 6.3: Schreibwebe
eines Elementes Im Periodensystem

Die Dezi malbrüche für die gen aue Massenzahl kommen durch eine Durchschnittsbildung der Massenzahlen "aller" Atome (- Isotope) des betreffenden Elementes zustande.

7

Das Schalenmodell der Atomhülle

Die Elektronen e- (nachfolgend wird immer wieder diese Abkürzung verwendet werden) ordnen sich in der Elektronenhülle des jeweiligen Atoms nach bestimmten Gesetzmäßigkeiten an.

Die Modellvorstellung geht davon aus, dass sich die energetischen Zustände

(Energiestufen), denen die einzelnen e- zugeordnet sind, zunächst vereinfacht mit

Schalen beschreiben lassen, die konzentrisch um den Atomkern angeordnet sind.

Abb 7.1: Ansicht des Schalenmodells
für dfe ersten drei Schalen K, L, M

• Bei den schwersten Atomen sind bis zu 7 Energiestufen mit e- besetzt .

• Auf jeder dieser Energiestufen hat eine festgelegte Zahl von e- "Platt'.

7 Das Scl1alenmode� der Atnml1U�e

9

7. 1

Die Besetzung der Energiestujen mit Elektronen

Tab. 7.1: Hauptquantenzahlen und deren maximale Elektronenbesetzung

Bezeichnung

Hauptquantenzahl n
maximale Anzahl
der Schalen
von e-

K

1

2

L

2

8

M

3

18

N

4

32

0

5

50

P

6

72

Q

7

98

Die Übersicht zeigt, wieviele e- jeweils maximal auf den Schalen K-Q (Hauptquantenzahlen 1 - 7) Platz finden könnten, für den Fall, dass diese alle vollständig besetzt würden.

Dieses ist aber nur bei den Schalen K, L, M, N (Hauptquantenzahlen 1-4) der Fall.

Das bedeutet. es gibt nicht ein Atom, bei dem die 0-, p. oder Q-Schale vollständig besetzt ist.

Für die Ermittlung der e--Zahl. die pro Schale prinzipiell möglich ist. gilt die ein·
fache Formel

(n - Hauptquantenzahl).

7.2

Die Verwendung des Periodensystems der Elemente

Das vorn im Buch umschlag abgedruckte Periodensystem der Elemente eignet sich
besonders zum Einüben der Besetzung der Hauptschalen mit e-, da die farbige Unterlegung der Elemente die ..zuweisung der e- zu den jeweiligen Hauptschalenu verdeutlicht.

Wir erinnern uns:

• Die Elemente sind im PSE nach steigender Ordnungszahl p angeordnet .

• Bei m Element mit der Ordn ungszahl p + 1 tritt im Kern ein Proton und in der

Hülle ein e- hinzu.

• Die Ordnungszahl p gibt somit auch Auskunft über die Anzahl der e- in der Hülle
der Atome eines Elementes.

10

7 Das ScilalenmodeU der AtomilUUe

FoLgende ÜberLegungen sollen Klarheit schaffen:

• Die K-SchaLe fasst 2 e- ;
sie wird bei den Elementen Wasserstoff H und HeLium He besetzt.

He besitzt mit seinen 2 e- ei ne abgeschlossene Hauptschale K (siehe auch Ausnahme von der Oktettregel, Kap. 26).

Die der K-Schale zugeordnete Farbe ist blau

-+ bei den blau unterLegten Elementen wi rd die K-SchaLe (H auptquantenzahl
n=l) mit e- besetzt.

• Die l-SchaLe fasst 8 e-;
sie wird bei den Elementen Lithium Li bis Neon Ne besetzt.

Allerdings ist auch bei diesen ELementen die K-Schale vorhanden und bereits mit
e- besetzt. Diese e- dürfen auf keinen FaLL vergessen werden.

Die "neue" SchaLe l umschLießt die K-SchaLe!

Die der L-Schale zugeordnete Farbe ist

-+ bei den
unterLegten ELementen wird die l-SchaLe besetzt.

Das Element Ne besitzt demzufoLge 10 e-: Zwei e- sind auf der K-SchaLe, 8 e- sind
auf der l-SchaLe.

Tab. 7.2: Zuordnung der Hauptquanten:rahl zur Farbe im PSE

Schale
maximale

Farbe

Bemerkung
e--lahl

K

2
blau
wird volL bei He

L

8
orange
wird voLL bei Ne

M

18
rot
wird voLL bei Zn

N

32
gelb
wird voLL bei Vb

0

(50)

lila
wird bis zu 32 e-
besetzt (No)

p

(72)

hellgrün
wird bis zu 15 e-
besetzt (Mt)

Q

(98)

braun
wird nur mit
einem oder zwei e-
besetzt (Fr, Ra)

Die AnzahL u n d Anordnung der e- auf den SchaLen der Atom e ist für jedes

Element charakteristisch und wird als Elektronenkonfiguration bezeichnet.

7 Das SchalenmodeU der AtomhüUe

11

Übung:

Tragen Sie in die folgende Tabelle die Elektronenkonfiguration für die Atome der
genannten Elemente ein!

Element

K-Schale

L-Schale

"'-Schale

N -Schale

He
e

F

Ne

2

8

0

0

Na

2

8

1

0

AI

Ar
ca

Achtung:

Bei den auf das Ar (Ordnungszahl 18) folgenden Elementen wird mit der Besetzung

"neuer" Schalen durch e- begonnen, bevor die vorangegangene voll besetzt ist.

So kommt beim K das neu hinzutretende e- auf die N-Schale, obwohl die

M-Schale mit 8 e- noch nicht ei nmal zur Hälfte gefüllt ist.

Mit wachsender Ordn ungszahl werden die Verhältnisse zunehmend unübersichtlich, wobei die "Farbe" des Elementes stets Auskunft darüber gibt, auf welcher Schale das neu hinzukommende e- eingebaut wird.

Titan im PSE:

rot unterlegt � neues e- wird auf der M-Schale eingebaut, es ist das zehnte e- auf
dieser Schale (rote Elementkästchen bis zum Ti abzählen!).

Ti besitzt jedoch auch bereits zwei e- auf der N-Schale (n-4) !

Hinweis: Periodennummer (links im PSE) und Hauptquantenzahl n sind gleich!

Tab. 7.3: Beispiele für Elemente, die rMhme "icht voU besetzte Schalen besitzen.

Element, Ol, Farbe

K

L

N

TI (22), rot

2

8

10

2

Ag (47), gelb

2

8

18

17

2

Pb (82), heUgrün

2

8

18

32

18

4

Ra (88), braun

2

8

18

32

18

8

2

•

Vollbesetzte Schalen sind grau untertegt.

12

8 Grundlagen des Orbitalmodells

8

Grundlagen des Orbitalmodells

8. 1

Energiestufen und Energieniveaus

Der im Kapitel 7 . 1 (Die Besetzung der Energiestufen mit Elektronen) eingeführte

Begriff der Hauptquantenzahl n besch reibt die Besetzung der Elektronenschalen
der Atome mit Elektronen (Schalenmodell) auf einfache Weise.

Eine wesentlich komplexere Sicht auf den Atombau und die Verteilung der Elektronen in der Hülle liefert das so genan nte Orbitalmadell.

In einer Begriffserweiterung werden die Elektronenschalen des Schalenmodells
zu Elektronenniveaus, die die Verhältnisse i n nerhalb der jeweiligen Energiestufen
wesentlich detaillierter beschreiben.

Die Entwicklung dieses modernen Atommodells stützt sich auf Experimente mit

Wasserstoffatomen, die mittels Lichtenergie angeregt werden (Ermittlung der linienspektren des Wasserstoffs, siehe die Lehrbücher der Anorganischen Chemie oder die Chemiebücher der gym nasialen Oberstufe) . Hierbei stellte sich heraus, dass das
einzige Elektron des Wasserstoffatoms nur definierte Energiebetröge aufnimmt oder
abgibt. Die zugeführte Energie hebt das Elektron von seinem Grundzustand auf einen angeregten Zustand. Genau derselbe Energiebetrag wird wieder frei, wenn das Elektron in seinen ursprünglichen Zustand zurückfällt. Entsprechend gequantelte

Energiebeträge werden gemessen, wen n das Elektron in einen anderen, vom Grundzustand abweichenden Zustand zurückkehrt.

Alle Zustände, die das Elektron einzuneh men vermag - Grundzustand oder angeregte Zustände - nennt man Energieniveaus.

8.2

Atomhüllen mit mehreren Elektronen

Die Atome der höheren Elemente, die im PSE auf den Wasserstoff folgen, besitzen
in ihrer Elektronenhülle die ihrer Ordnungszahl p entsprechende Elektronenzah l.

Versuche wie beim Wasserstoff, die die Anregung der "Mehrelektronensysteme"

durch Lichtenergie untersuchten, lieferten Ergebnisse, die die Grundzustände sowie die angeregten Zustände in den Atomhüllen äußerst unübersichtlich erscheinen ließen.

So wurden zur Beschreibung der Energiezustände der Elektronen in Atomhüllen,
die mit mehr als einem Elektron besetzt sind, neben der Hauptquantenzahl n weitere charakterisierende Angaben ei ngeführt.

Es wird nachfolgend nur soweit auf Details ei ngegangen werden, soweit sie zum

Verständnis der Elektronenbesetzung der Energiestufen im Rahmen des Orbitalmodells erforderlich si nd.

8 Grundlagen des Orbitalmodells

13

8.2.1

Die Nebenquantenzahl l

Zur Hauptquantenzahl n gibt es jeweils n Werte der Nebenquantenzahl L, d. h. die

"Hauptstufen" sind mit Ausnahme der K-SchaLe in Unterniveaus ei ngeteilt:

Tab. 8.1: Anzahl der Unterntveaus In den einzelnen Hauptschalen

Schale
zahl der Unterniveaus

(entspricht der Zahl der Werte, die die Nebenquantenzahl l
annehmen kann)

1

K
n ur ein Niveau

2
l

2 Unterniveaus

3

M

3 Unterniveaus

4

N

4 Unterniveaus

5

0
theoretisch existieren 5 Unterniveaus

(nur 4 werden mit Elektronen besetzt)

6

P
theoretisch existieren 6 Unterniveaus

(3 werden mit Elektronen besetzt)

7

Q
theoretisch existieren 7 Unterniveaus

(eines wird mit Elektronen besetzt)

Die Nebenquantenzahl L gibt die Anza h L der m ögLichen Unterniveaus einer

Hauptschale n an.

Betrachtet man die Elemente aufsteigend vom Rubidi um 37 Rb, so fäLLt auf, dass die

Hauptschalen O-Q maximal vier mit Elektronen besetzte Untemiveaus enthaLten.

Die anderen - theoretisch möglichen - Unterniveaus bLeiben Jeer", d. h. es gibt
in den Hauptschalen der bisher bekannten Elemente nur bis zu vier verschiedene

Unterniveaus. Die entsprechenden Energiezustände bekamen die Bezeich nungen
s-Zustand, p-Zustand, d-Zustand und/-Zustand.

Die Elektronen, die diese Energiezustände annehmen, werden demzufoLge s-, p-,
d- und/-Elektronen genannt.

14

8 Grundlagen des Or!litalmodells

Tab. 8.2: Übersicht über eHe Untenriveaus der HauptschaIen

Hauptschale
n

Untemiveaus bzw. Energlezustände,

Arten von Elektronen
die mit Elektronen besetzt werden

K

1

15
nur 5-Elektronen

L

2

25

2p

5- und p-Elektronen

M

3

35

3p

3d

5-, po, d-

Elektronen

N

4

45

4p

4d

4f

5-, po, d- und f-

Elektronen

0

5

55

5p

5d

5f

5-, po, d- und f-

Elektronen
p

6

65

6p

6d

5-, po, d-

Elektronen

Q

7

75
nur s-Elektronen

8.2.2

Ele/ctronenanzahl auf den Untemfveaus

Versuche mit im Magnetfeld angeregten Atomen ergaben, dass die so, Po, d- und
f-Niveaus jeweils einejestgelegte, maximale Elektronenzahl aufneh men können:

Auf dem s-U nterniveau finden

2 Elektronen Platz,
auf dem p-Niveau

6 Elektronen,
auf dem d-Niveau

10 Elektronen und
auf dem f-Niveau

14 Elektronen.

8.2.3

Die magnetische Quantenzahl m

Diese Zahl unterteilt die So, Po, d- und j-Elektronen der jeweiligen Unterniveaus in

Zweiergruppen. Auch diese Erken ntnis lieferten Versuche, die angeregte Atome einem Magnetfeld aussetzten .

8 Grundlagen des Orbitalmodells

15

Tab. 8.3: ElektronenverteIlung auf den Unterniveaus aUer Hauptschalen

Schale
n

Elektronenzahl

Elektronen

Zwelergruppen
bel maximaler
auf den Untemlveaus

(diese Summe ent-

Besetzung
spricht der Zahl der

Werte, die m anneh-
men kann)

K

1

2

2
auf

1s

1
l

2

8

2
auf

2s

1+3

6
auf

2p

M

3

18

2
auf

3s

1+3+5

6
auf

3p

10
auf

3d

N

4

32

2
auf

4s

1+3+5+7

6
auf

4p

10
auf

4d

14
auf

4f

0

5

32

2
auf

5s

1+3+5+7

6
auf

5p

10
auf

5d

14
auf

5f
p

6

15

2
auf

6s

1+3+3 'h

6
auf

6p

7
auf

6d

Q

7

2

2
auf

7s

1

8.2.4

Die Spinquantenzahl s

Alle Elektronen eines Atoms bewegen sich auf den durch ihren jeweiligen energetischen Zustand bedi ngten Bahnen um den Atomkern.

Die in einer "Zweiergruppe" eines Unterniveaus zusammengefassten Elektronen
sind identisch bezüglich ihrer Hauptquantenzahl n, ihrer Nebenquantenzahl l und der
magnetischen Quantenzahl m.

Beispiel:

2He besitzt 2 Elektronen auf der K-Schale. Mit den beiden Elektronen ist das 1 s-Unterniveau aufgefüllt, d. h. es existiert eine "Zweiergruppe", für die n, I und m gleich sind.

Da jedoch keine zwei Elektronen eines Atoms in allen Eigenschaften übereinstimmen,
besitzt jedes Elektron einen Eigendrehimpuls, der dem Uhrzeigersinn folgt oder ihm
entgegengerichtet ist.

In einer "Zweiergruppe" ist dieser Drehimpuls stets gegenläufig.

Die Spinquantenzahl s nimmt dementsprechend nur zwei Werte an.

16

8 Grundlagen des Orbitalmodells

8.2.5

Zusammenfassung

Durch die vier Quantenzahlen, Hauptquantenzahl n, Nebenquantenzahl l, magnetische Quantenzahl m und Spinquantenzahl s ist der energetische Zustand eines jeden Elektrons in einem Atom eindeutig charakterisiert:

Zwei Elektronen eines Atoms sind bezüglich ihres energetischen Zustands niemals völlig identisch. Sie unterscheiden sich in mindestens einem Wert ihrer vier Quantenzahlen.

Nach ihrem Begründer, dem Physiker W. Pauli nennt sich diese Regel Pauli·Prinzip.

8.3

Atomorbitale

Die Quantenzahlen n, l, und m weisen jeweils zwei Elektronen einen Raum im Anziehungsbereich des Atomkerns zu, in dem sie sich mit höchster Wahrscheinlichkeit aufhalten. Innerhalb dieses Raumes bewegen sich die beiden Elektronen mit unvorstellbar hoher Geschwindigkeit und entgegengesetztem Drehimpuls, dem Spin.

Ein solcher Raum wird als Atomorbital oder kurz als Orbital bezeich net.

Jedes Orbital kann maximal zwei Elektronen aufnehmen.

Auf diese Weise werden im chemischen Sprachgebrauch aus den S-, p-, d- und f- Unterniveaus die S-, p-, d- und f-Orbitale.

Die Forschungen und Berechnungen, die den Elektronen eines Atoms statt der Kreis- oder Ellipsenbahnen um den Atomkern (.Schalenmodell", siehe Kap. 7) die Atomorbitale als Räume für ihre höchste Aufenthaltswahllicheinlichkeit (HDrbitalmodeU") zuwiesen, werden den wissenschaftlichen

Spezialdisziplinen der Quanten- oder WeUenmeehanik zugeordnet.

Oe Broglie, Sehrödinger, Heisenberg und Dirae sind namhafte FOllicher, die sich um die mathematische Beschreibung der Zustände der sich um den Kern bewegenden Elektronen große Verdienste erworben haben . Diese hoch komplexen Zusammenhänge sind allerdings in leicht fasslicher Form nicht darstellbar und übersteigen bei weitem das Anliegen dieses Buches.

8.3.1

Atomorbftale und Klistchenschrefbwefse

Das Ziel dieses Buches ist es, die wissenschaftlich eingeführte Darstellung der Elektronenkonfigurationen der Atome unter Einbeziehung der wichtigsten Eigenschaften der Orbitale transparent und verständlich zu machen.

Auf Anregung des Chemikers Linus Pauling werden die Atomorbitale (AO) durch

Kästchen symbolisiert. Die Elektronen werden nach steigendem Energieinhalt Üe

"weiter" vom Kern entfernt, desto energiereicher) in die übereinander angeordneten Kästchen eingetragen:

S Grundlagen des Orbitalmodells

17

Haupt-

Kästchen-

I

Atomorbital
quantenzahl
schreibweise

I

3 d
n � 3

I

[IIJ

3 s

.�

0
l
n � 2

-

I

�

[IIJ

-

2 s

0
n � 1

1 s

0

Abb. 8.1: Hauptquantenzahl bis n-3, Atomorbitale und ICästchenschreibweise

(nach .Elemente Chemie' für Klasse 11, Klett-Verlag)

8.3.2

Die Reihenfolge der Orbftalbesetzung

Die Orbitale eines Atoms i m Grundzustan d werden ihrem ansteigenden Energiein halt folgend schrittweise mit Elektronen besetzt.

Im Kapitel 7.2 wurde bereits darauf hingewiesen, dass bei den dem Argon lSAr im

PSE folgenden Elementen mit der Besetzung "neuer Hauptschalen� durch Elektronen begonnen wird, bevor die vorangegangene Schale voll besetzt ist.

Dies wird verständlich, wen n man nun um die Besetzung nach steigendem Energieinhalt der Elektronen und die Unterteilung der Hauptniveaus i n die entsprechenden Unterniveaus s, p, d und f weiß: 2,/ 2P

3,/ 3P/ 3d

4,/ 4P/ 4d/ 4f

5,/ 5P/ 5d/ 5f

6,/ 6P/ 6d

7,

7p

P

Unterniveau

Abb. 8.2: Merkschema zur energetischen Abfolge der Orbitale (vgl. PSE)

(nach .Elemente Chemie" für Klasse 1 1 , KLett-VerLag)

Die Elektronen im 4s-0rbital sind " energieärmer" als die im 3d-Orbital. Aus diesem

Grund wird beim 19K und 20Ca mit der Besetzung der 4. Schale angefangen (vgl.

PSE), obwohl das 3d-Orbital noch keine Elektronen enthält!

18

8 Grundlagen des Orbitalmodells

Die Farben des PSE geben diese ReihenfoLge der schrittweisen Besetzung wieder:

• Bei den jeweils 8 Hauptgruppenelementen einer Periode erfolgt die Besetzung der
s- und p-Orbitale (2 und 6 Elektronen) der "äußersten SchaLe".

• Bei den jewei ls 10 Nebengruppenelementen wird das d-Orbital (10 Elektronen)

der "vorangegangenen Schale" aufgefüllt.

• Bei den Elementen der 14 Actinoiden und 14 Lanthanoiden füllen sich die f-Orbi-
tale (14 Elektronen) der "vorLetzten Schale".

An der Farbe, mit der das jeweilige Element im PSE unterlegt ist, wird deutlich, welchem Hauptniveau n das bei diesem Element neu hinzukommende Elektron zugerechnet wird.

8.3.3

Die Elektronenkonfiguration in der Köstchenschreibweise

Zur Wiedergabe der Elektronenkonfiguration durch Orbitale in der Köstehensehreibweise gilt es foLgende Regeln zu beachten: 1. Die Zahl der Elektronen ist gLeich der Ordn ungszahL des Elementes.

2. Die Auffüllung der Orbitale mit Elektronen erfolgt nach steigender Energie.

3. Jedes Orbital fasst maximal zwei Elektronen .

4. Die Orbitale der p-, d- und f-Unterniveaus werden zunächst einfach mit

Elektronen parallelen Spins besetzt (Hund'sehe Regel nach dem Physiker F.

Hund).

Tabelle 8.4 gibt die Elektronenkonfiguration der ersten 18 Elemente des PSE in der
ausführlichsten Darstellungsweise wieder.

8 Grundlagen des Orbitalmodolls

19

Tab. 8.4: Besetzung der Orbitale bei den Elementen 1H - 1,Ar
ls

2s

2p

3 p

Elemente

1

He
i1

Li
i1

1

Be
i1
t!

B
i1
t!

1
i1
t!

1

1
i1
t!

1

1

1
i1

11
t1

1

1
i1
t!

t1 t!

1

Ne
t1
t!

t1 tl 11

Na
i1
t!

t1 tl 11

1
i1
t!

t1 tl 11
tl
i1

11
t1 tl 11
tl

1

Si
i1
t!

t1 tl 11
tl

1

1
t1
tl
t1 tl 11
tl

1

1

1

S
i1

11
t1 tl 11
tl
t1

1

1
i1
t!

t1 tl 11
tl
t1

Tl

1
i1

11
t1 tl 11
tl
t1

Tl H

Bei der Darstellung der Elektronenkonfigurationen von Atomen mit höheren Ordnungszahlen "klammert man die Konfiguration des vorangegangenen Edelgases ausu, um die Übersicht über allzu viele Kästchen nicht zu verlieren. Man beachte
die Abfolge der Orbitale nach wachsendem Energieinhalt (vgl. Kap. 8.3.2)

20

8 Grundlagen des Orbitalmodells

Beispiele:

45

3d

Ca (Ar)

[ill
unbesetzt

45

3d

Sc (Ar)

[ill i

45

3d

Mn (Ar)

[ill i 1 1 1 1

45

3d

4p

Br (Ar)

[ill

65

4f

Sd

Hg (Xe)

[ill

8.3.4

Die Elektronenkonfiguration in der Kurzschreibwefse

Ist ein gewisser Übungseffekt beim Lernenden eingetreten, ist es in der Regel nicht
mehr erforderlich, alle Elektronen durch Pfeile in nOrbitalkästchenU auszudrücken.

Die jeweilige Elektronenanzahl in einem Orbital wird dann durch hochgestellte

Zahlen nach der Orbitalbezeichnung symbolisiert:

[JJ
wird zu 151, 251, 351, 451, SS1, 651 oder 751

[TI]

wird zu 152, 252, 352, 452, SS2, 652 oder 752

1 t t
wird zu 2p3, 3p3, 4p3, Sp3 oder 6p3

U U 1
wird zu 2p5, 3p5, 4p5, Sp5 oder 6p5

1 t t t
wird zu 3d',4d' oder Sd'

U U U t t
wird zu 3d8, 4d8 oder Sd8

U U 1 t t t 1 wird zu 4f9 oder sf9

U U U U u
wird zu 4f1' oder Sr'

9 Ionon

21

Beispiele für Elektronenkonfigurationen in der Kurzschreibweise:

,Be

1s2 2s2
uAl

1s2 2s2 2p6 3s2 3pl

2sNi

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3ds

531

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d 10 4p6 5s2 4d10 5p5

61Ho

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d 10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f11

Die Summe aller hochgestellten Zahlen ist die Gesamtzahl der Elektronen und
muss mit der Ordnungszahl übereinstimmen.

9

Ionen

Bei Ionen handelt es sich um geladene Teilchen, die durch Elektronenaufnahme oder Elektronenabgabe aus neutralen Atomen entstehen.

9. 1

Die Ionisierungsenergie

• Sollen aus der Hülle eines neutralen Atoms ein oder mehrere e- entfernt werden,
so muss gegen die Anziehungskraft des (positiv geladenen) Atomkernes Arbeit ge·
leistet werden.

• Die Energie, die zur Abtren nung ei nes Elektrons aus ei nem Atom benötigt wird,
heißt Ionisierungsenergie.

• Die verblei benden "Restatome" heißen Ionen und si nd in diesem Fall positiv geladen. Die Ladung der Ionen steigt mit jedem e- , das aus dem Atom entfernt wird, um +1. Positiv geladene Ionen heißen Kationen.

9.2

Die Elektronenaffinität

• Den mit der Aufnahme von ei nem oder mehreren e- durch ein Atom verbundenen

Energieumsatz nennt man Elektronenaffinität.

• Aus Atomen entstehen dabei negativ geladene Ionen, die Anionen genannt werden. Mit jedem e-, das in die Hülle eines zunächst neutralen Atoms aufgenommen wird, steigt die Ladung des Ions um eine negative Einheit.

22

9 Ionen

9.3

Die Ionisierung des Aluminium-Atoms

In der nachstehenden Grafik wird eine hypothetische komplette Abtrennung aller
e- aus der Hülle des Al-Atoms betrachtet, um eine Vorstellung von den energetischen Zuständen der e- zu vermitteln.

250

200

.II!

�

! o

:lI e 150

"' .....

� x

·OI

IA 'e

· 100

'E

.2

50

5

6

8

9

10 11 12 13

Nummer des Elektrons

Abb 9.1: Ionisierungsenergie für alte Elektronen des AI·Atoms

• In der e--Hülle des Al-Atoms finden sich 13 e-:

*

K-Schale

2 e-

*

L-Schale

8 e-

*

M-Schale

3 e-

• Zuerst erfolgt die Abspaltung der e- aus der M-Schale, also Nr. 13, 12, 11. Der

Energieaufwand dafür ist gering.

• Darauf folgend werden die e- Nr. 10 bis einschließlich Nr. 3 von der L-Schale entfernt. Aus der Abbildung ist ein Anstieg des jeweils erforderlichen Energiebetrages ersichtlich .

• Die Abspaltung der e- Nr. 2 und 1 erfordert ei nen vergleichsweise sehr hohen

Energieaufwand, da diese e- von der kernnahen K-Schale entfernt werden müssen.

9.4

Schreibweise

Die Ladung der Ionen wird durch hochgestellte, natürliche Zahlen und das Ladungsvorzeichen nach dem Elementsymbol gekennzeichnet.

Beispiele:

Na(I)+, Mg2+, All+

Kationen

• • • usw.

F(I)_, 52-, Cl(I)-••• usw.

Anionen

Ist ein Ion lediglich einfach (negativ oder positiv) geladen, so entfällt die Ladungszahl.

10 Das Reaktionsschema

23

9.5

Zusammenfassung und wichtige Fachbegriffe

• Prinzipiell gilt, dass die e- mit steigender Hauptquantenzahl im mer weniger
stark vom Kern angezogen werden, d. h. je höher die Hauptquantenzahl n ist,
desto geringer ist die Ionisierungsenergie:

kleiner Abstand (vom Kern) - große Anziehungskraft
großer Abstand (vom Kern) - kleine Anziehungskraft

• Weiter fällt auf, dass die Abspaltung von e- aus abgeschlossenen Hauptschalen
immer mit einem erhöhten Energieaufwand verbunden ist.

• Die Zunahme der Ionisierung�energien für die e- in nerhalb ei ner Hauptschale beruht auf dem zunehmenden Uberwiegen der positiven Kernladung .

Die positiv geladenen Ionen heißen Kationen und entstehen durch e--Abgabe
aus neutraLen Atomen_

Die negativ geladenen Ionen heißen Anionen und entstehen durch Aufnahme
von e- in die Hülle neutraLer Atome.

1 0

Das Reaktionsschema

Chemische Reaktionen lassen sich durch eine Kurzschreibweise darstelLen, die man
als Reaktionsschema bezeichnet.

BeispieL:

Wasserstoff + Sauerstoff --+ Wasser

Edukte

Produkte

Wasserstoff und Sauerstoff reagieren zu Wasser.

Die vieLfach gebräuchliche Bezeichnung nReaktionsgLeichungU ist im Grunde nicht
zutreffend, da das Reaktionsschema eine stoffliche Veränderung beschreibt und auf
der Seite der Ausgangsstoffe � Edukte meist volLkommen andere Gegebenheiten anzutreffen sind als auf der Seite der Endstoffe � Produkte. Trotzdem spricht man in der Regel von nchemischen GleichungenU, da die ZahL der Atome auf bei den Seiten
überei nstimmen muss (siehe Kap. 11).

Der ReaktionspjeiL zwischen Edukten und Produkten bezeichnet die Richtung der
chemischen Reaktion.

Bei den quantitativen Betrachtungen chemischer Reaktionen werden zusätzliche

Aussagen des Reaktionsschemas ersichtlich (siehe Kap. 20).

24

11 Das Gesetz von der Ernaltu n9 der Masse

1 1

Das Gesetz von der Erhaltung der Masse

Der französische Chemiker Lavoisier (1743 - 1794) stellte fest. dass bei chemischen

Reaktionen, die in geschlossenen Apparaturen durchgeführt werden (um das Entweichen entstehender Gase zu vermeiden), keine Veränderungen der Masse zu beobachten sind.

Das heißt, die Summe der Massen der Ausgangsstoffe ist gleich der Summe der

Massen der Endstoffe und so ergibt sich das Gesetz von der Erhaltung der Masse:

Bei jeder chemischen Reaktion bleibt die Gesamtmasse der Stoffe erhalten.

Scheinbare Ausnah men sind folgende Reaktionen:

• Ei ne Kerze brennt auf einer Waage, die Masse nimmt ständig ab.

Das fortlaufend in die Umgebung entweichende Kohlenstoffdioxid
lässt die Masse schwinden .

• Eisenwolle wird auf ei ner Waage verbran nt, die Masse nim mt zu.

Aus der Luft wird Sauerstoff gebunden, aus dem Element Eisen entsteht die chemische Verbindung Eisenoxid.

12

Chemische Gleichungen

12. 1 Ihre Aufgabe in der Chemie

Chemische Vorgänge sind, wie bereits bekannt, stoffliche Veränderungen, die sowohl von quantitativen bzw. qualitativen Voraussetzungen als auch von den Reaktionsbedingungen (Druck, Temperatur u. Ä.) beeinflusst werden.

Um alle diese Aussagen, die eine chemische Reaktion charakterisieren, in ei ne
allgemein verständliche und mit einem Blick erfassbare Form zu bringen, bedient
man sich der "chemischen GleichungN•

Diese umfasst das Reaktionsschema, welches die Edukte und Produkte durch chemische Formeln (siehe Kap. 12.2) wiedergibt und je nach Notwendigkeit verschiedene Zusatzinformationen über die Reaktionsbedi ngungen und energetischen Hintergründe (siehe Kap. 13) gibt.

In bestimmter Hinsicht ist der Ausdruck chemische "GleichungN an dieser Stelle
vollkommen korrekt:

Entsprechend dem Gesetz von der Erhaltung der Masse kann während der chemischen Reaktion kein Atom verloren gehen . Das bedeutet, dass die Anzahl der Atome au/ beiden Seiten identisch sein muss.

Edukt A + Edukt B + Edukt C + ..• -+

Produkt 1 + Produkt 2 + Produkt 3 + ...

12 Chemische Gleichungen

25

1 2.2 Die Formeln chemischer Verbindungen der Molekülbegriff

In den kleinsten Einheiten der chemischen Verbi ndungen sind Atome zweier oder
mehrerer Elemente miteinander zu so genannten Molekülen verbunden.

Es gibt jedoch auch Elemente, deren kleinste Teilchen aus Molekülen bestehen.

Hier sind gleiche Atome zu Molekülen verknüpft:

bestehend aus
bestehend aus
mehreren
einer

Atom sorten

Atomsorte

BeispieL:

BeispieL:

Wassermolekül,

ChLormoLeküL,

2 H-, 1 O-Atom

2CL-Atome

Abb. 12.1: Aufbau von Molekiilen

Für die nachstehenden Ausführungen ist es von entscheidender Bedeutung, dass
das jeweilige Elementsymbol in der Reaktionsgleichung für ein Atom des Elementes
steht! Die wichtigsten Elementsymbole wurden bereits vorgestellt (siehe Kap. 5).

Die chemischen Formeln für Verbindungen werden aus den entsprechenden Elementsymbolen und den Indexzahlen gebildet.

Die Formeln sagen aus, welche Elemente in den Molekülen enthalten sind, die In·
dexzahlen geben Aufschluss über die Anzahl der Atome der einzelnen Elemente.

Die Indexzahl l entfällt.

Abb. 12.2: Aufbau chemischer Formeln

26

12 Chemische Gleichungen

Tab. 12.1: Formel. Name und Zusammensetzung einiger chemischer Verbindungen

Verbindungsformel
enthält i n einem Molekül
davon jeweilige

Name
die Elemente

Atomzahl

H,O

Wasserstoff, Sauerstoff

2 H,l 0

Wasser

FeS

Eisen, Schwefel

1 Fe, 1 S

Eisensulfid

KCN

Kalium, Kohlenstoff, Stickstoff
l K, t C, l N

Kaliumcyanid

NH]

Stickstoff, Wasserstoff

1 N, 3 H

Ammoniak

C,H,O Ethanol

Koh len-, Wasser-, Sauerstoff

2 C, 6 H, 1 0

KMnO,

Kalium, Mangan, Sauerstoff

1 K, 1 Mn, 4 0

Kaliumpermanganat

1 2.3 Das "Aujstellenll von chemischen Gleichungen

Entsprechend dem "Massenerhaltungssatz" geht während einer chemischen

Reaktion kein Atom verLoren - deshalb m uss auch bei m "AufsteLLen" der ReaktionsgLeichung darauf geachtet werden, dass die Zahl der Atome auf der Eduktund Produktseite gleich ist!

Die nachstehende ZusammensteLLung von RegeLn ist als Hilfe für das oftmals mit
großem Unverständnis angepackte Richtigstellen von chemischen GLeichungen gedacht.

Bis ein gewisser Übungseffekt eingetreten ist. ist es ratsam, die RegeLn stets
neben der Arbeit parat zu haben.

1. Formeln der Verbindungen dürfen nicht verändert werden!

2. Aufschreiben der FormeLn bzw. SymboLe der beteiligten Stoffe (Verbindungen, Elemente):

Edukte -> Produkte

3. nAusgleich" der Atomzahlen durch entsprechende

Vorzah len = Koeffizienten

Koeffizienten haben die Bedeutung von MuLtipLikatoren, d. h. steht vor einer Molekülformel ein Koeffizient. so nimmt die gesamte Atomzahl um den Faktor des Koeffizienten zu:

5 H20
sind

5 MoLeküle Wasser

12 Chemische Gleichungen

27

Das entspricht

5 x 2 Atomen Wasserstoff

= 10 H-Atome

5 x 1 Atom

Sauerstoff

=

5 0-Atome

4. Prüfung der Atomzahlen eines jeden Elementes auf beiden Seiten des ReaktIonsschemas •

• Die Atomzah len müssen für jedes Element rechts und li nks identisch
sein .

• Sie errechnen sich als Produkt aus Koeffizient und Indexzahl.

5. Bei Elementen ist folgendes zu beachten:

Alle Metalle sowie feste Nichtmetalle und Edelgase werden als einatomig
angesehen (Index 1 entfällt).

Beispiele:

Fe, Ag, Cu, Zn, C, S, He, Ne usw.

6. Sieben Nichtmetalle liegen als zweiatomige Moleküle vor und werden in
den Reaktionsgleichungen (fast) ausnahmslos als solche dargestelLt:

Hz, Nz, Oz, Fz, Clz, Brz, Iz

12.4 Übungen

1. Ergänzen Sie die nachstehenden Gleichungen und stellen Sie sie richtig! Achten

Sie auf die Elemente, die als zweiatamige Maleküle vorliegen !

a)

H,

+

HI

Iodwasserstoff
b)

so,

+
o

SO,

Schwefel·

Schwefel-
dioxid
trioxid
c)

co,

+

H,
co

+

H,O

Kohlenstoff·
monoxid
d)

N

+
o

NO,

Stickstoff-
dioxid
e)

p

+

CL,

PCL,

Phosphortrichlorid

CSH12

+
o

CO,

+

H,O

Pentan
g)

KClO,

KCl

+

0,

KaLium

Kaliumchlorat
chlorid

28

12 Chemische Gleichungen

Lösung:

a)

+

� HI

Iodwasser·
stoff
b)

� s�

+

� SQ,

Schwefel

Schwefeldioxid
trioxid
c)

+
co

+

Kohlenstoff·
monoxid
d)

+

� N02

Stickstoffdioxid
e)

� p

+

� PCh

Phosphor·
trichlorid
f)

CSHt2 +

+

�ntan
g)

� KCI03

Z KCI

+

Kaliumchlorat

Kaliumchlorid

2. SteLLen Sie folgende Gleichungen richtig !

a)

NH3

+

CIz

NH,CI

+

Ammonium·
chlorid
b)

5

+

+

H�,

+

HCI

Schwefelsäure
c)

HNQ,

+

Sal�r

+
säure
d)

5

+

KN03

+

N2

Kalium-

+

K2SO,
nitJat

Kaliumsulfat
e)

FeC� +

HCI

FeCt,

+

Eisen(U)

Eisen(m)chlorid
chlorid
f)

KOH

+

KCI03

+

Kalium

Kalium

+
hydroxid
chlorat

13 Energiebeteiligung bei chemischen Reaktionen

29

Lösung:

a)

� NH,CI

+

Ammonium·
chlorid
b)

s

+

+

� HCl
säure
c)

� HN03

+

Salpeter-

+
säure
d)

� s

+

� KN03

+

N2

Kaliumnitrat

+

K2SO,

Kaliumsulfat
e)

� FeCl2 +

� HCl

� FeCl3

+

Eisen(D)

Eisen(m)chlorid
chlorid
f)

� KOH +

+

� KCl

Kalium

Kaliumchlorat
hydroxid

+

13

Energiebeteiligung
bei chemischen Reaktionen

Betrachtet man unterschiedliche chemische Reaktionen, z. B. im Experi ment. so
stellt man fest. dass es Reaktionen gibt. die unter Energiefreisetzung bzw_ Energieaufwand ablaufen .

13. 1 Beispiele

13.1.1 Dfe Knaligasreaktion

Bringt man Sauerstoff und Wasserstoff im entsprechenden Mengenverhältnis (zwei

Volumenteile H, ein Volumenteil 0) in einem Behälter zusammen und aktiviert sie
mittels eines Funkens, so vereinigen sich beide Elemente unter Freisetzung eines
gewaltigen Energiebetrages zu Wasser (Reaktionsschema siehe Kap. 10)_

Die beteiligten Energiearten sind:

• mechanische Energie (Knall)

• Lichtenergie (Stichflamme)

• thermische Energie (Wärme-, Hitzeentwicklung)

Hinweis:

Die Knallgasreaktion gehört zu den Nachweisreaktionen.

30

13 Energiebeteiligung bei chemischen Reaktionen

13.1.2 Die Zerlegung von Wasser mittels Gleichstrom

Nachdem die Vereinigung der Elemente zu Wasser ein energieliefernder Vorgang ist,
leuchtet es ein, dass der umgekehrte Prozess nur unter Energieaujwand abläuft.

Wird Wasser also der konti nuierlichen Wirkung von Gleichstrom ausgesetzt, so
scheiden sich an den Elektroden Wasserstoff und Sauerstoff im Volumenverhältnis

2 : 1 ab. Der Vorgang kommt bei Unterbrechung der Stromzufuhr unmittelbar zum

Stillstand.

Beteiligte Energieart:

• elektrische Energie

13.2 Die exotherme Reaktion

• Bei der Knallgasreaktion ha ndelt es sich um einen chemischen Vorgang, der mittels einer initiierenden Energiegabe in Gang gesetzt wird (der "zündende" Funke)

- man spricht von der so genan nten Aktivierungsenergie EA•

• Der freigesetzte Energiebetrag übersteigt diese Aktivierun gsenergie jedoch um
ein Vielfaches, sodass die Gesamtbilanz einen beachtlichen Energiegewinn aus
der Reaktion verzeichnet.

• Ei ne solche Reaktion ist exotherm.

• Die Produkte si nd energieärmer als die Edukte (i n ih nen ist weniger Energie

"stofflich" gebunden).

(siehe Abb. 13.1)

13.3 Die endotherme Reaktion

• Ist für einen merklichen Stoffumsatz bei einer chemischen Reaktion ei nejortlau

!ende Energiezufuhr unabdi ngbare Voraussetzung, so spricht man von ei ner endothermen Reaktion.

• Prinzipiell ka nn man auch i n diesem Fall den Begriff der Aktivierungsenergie verwenden, um auszudrücken, dass die Edukte durch Energiezufuhr in Reaktionsbereitschaft versetzt werden.

• Der Energiebetrag, der von der Gesamtreaktion bis zu den endgültigen Produkten
auch im Fall der endothermen Reaktion freigesetzt wird, ist jedoch so gering,
dass er von der insgesamt aufgewendeten Energie deutlich überstiegen wird.

• Die Produkte si nd hier energiereicher als die Edukte.

13 Energiebeteiligung bei chemischen Reaktionen

31

Produkte I
endotherm
exotherm

Abb. 13.1: Energieumerschiede zwischen

Edukten und Produkten bei chemischen Reaktionen

13.4 Die Reaktionsenthalpie MIR

Energetische Betrachtungen sind, wenn man in Details vorstoßen möchte, komplizierten Bereichen der physikalischen Chemie zuzuordnen. An dieser Stelle soll lediglich eine kurze Definition gegeben werden: Die Reaktionswärme, die bei konstantem Druck abgegeben oder aufgenommen
wird, ist die Reaktionsenthalpie 6.HR der ents prechenden Reaktion.

Hi nweis:

Sehr häufig wird die Reaktionsenthalpie mit der verkürzten Bezeichnung 6.H versehen .

Man hat sich darauf geei nigt. dass die Reaktionsenthalpie einer exothermen Reaktion mit einem negativen Vorzeichen angegeben wird: 6.H R = - x kJ

Das Minuszeichen drückt aus, dass das reagierende Stoffsystem Energie an die Umgebung verliert.

Bei endothermen Reaktionen ist die Reaktionsenthalpie mit einem positiven Vorzeichen gekennzeichnet. welches darauf verweist. dass zum Ablaufen dieser Reaktion eine ständige Energieaufnahme aus der Umgebung erfolgt: 6.HR = + x kJ

Später wird zusätzlich deutlich werden, dass der ei nem Reaktionsschema angefügte

Betrag der Reaktionsenthalpie 6.HR auf die Stoffmengen (siehe Kap. 18) des reagierenden Systems bezogen ist.

32

1 4 Di e atomare Masseneinneit u - 15 Di e Masse von Molekülen

1 4

Die atomare Masseneinheit u

Atome si nd unvorstellbar klein und entsprechend leicht. Im absoluten Wägesystem, welches aus dem Alltag vertraut ist, wäre die Masse des häufigsten H-Isotops lH (der Kern besteht aus nur einem Proton) mit 1,674 . 10-24 g anzugeben. Die

Masse eines Neutrons ist nahezu identisch.

Man erkennt sofort, dass derartige Zah len sehr unhandlich sind und sich für eine
häufige Verwendung nicht anbieten. Zudem entziehen sie sich völlig unserer Vorstellung.

Aufgrund verschiedener Überlegungen erschien es sin nvoll, die atomare Masseneinheit u als ein Zwölftel der Masse des Kohlenstoffisotops 12C festzulegen.

Die Gesamtmasse der zwölf Nucleonen, 6p + 6n, im Kern dieses Kohlenstoff-Isotops
wird durch zwölf geteilt - somit ergibt sich gewissermaßen die Durchschnittsmasse
für ein Nucleon, d. h. die atomare Masseneinheit u wird zu einem einfachen Maß
für die Masse eines Nucleons.

Die atomaren Massen m. der verschiedenen Atome werden nachfolgend stets in
der Einheit u ausgedrückt:

Die atomare Masse m. (C), sprich die Atommasse des Elementes Koh lenstoff, wird
folgendermaßen ausgedrückt:

m. (C) 12,011

=
u

Der Dezimalbrucn ergibt sicn aus
der BertIcksichtigung aller Isotope!

Diese genauen Atommassen für die Elemente sind jedem ausführlichen PSE zu entnehmen.

15

Die Masse von Molekülen

Die Masse des einzelnen Moleküls ma einer chemischen Verbindung (oder auch
eines Elementes) errechnet sich als Summe der Atommassen ma aller im Molekül enthaltenen Atome.

Für die Berechnung verwendet man in der Regel die Massenzahlen des jeweils häufigsten Isotops eines Elements, wie sie im PSE des Buches angegeben werden.

16 Das Mol

33

Beispiele:

Wasser
m.(H20)

- 2 . m.(H) + m.(O)

- 2 . 1u + 1 . 16u;
m.(H20)

- 18 u

- 2 . m.(H) + m.(S) +

4 · m.(O)

- 2 u + 32 u + 4 . 16u

- 98 u

Glucose
m.(4H 1206) - 6 . m.(C) + 12 .

m.(H) + 6 . m.(O)

- 6 . 12 u + 12 u + 6 . 16 u
m.(4H 1206) - 180 u

• Die Indexzahlen in der Formel sind die Multiplikatoren für die Atom massen .

• Die Bezeichnung m. gilt für Atom- und Molekülmassen.

16

Das Mol

Die atomare Masseneinheit u ist eine Größe, die sich zur Beschreibung sehr kleiner

Stoffportionen eignet:

• Masse von Atomen

• Masse von Molekülen

Zur Arbeit mit laborgebräuchlichen Stoffmengen lernen wir eine neue Größe
kennen - das Mol:

Ein Mol ei nes Elementes oder einer Verbi ndung entspricht der jeweiligen

Atommasse oder Molekülmasse ausgedrückt i n Gram m .

Die s o genan nte molare Masse M wi rd i n d e r Einheit Vmol angegeben .

Tab. 16.1: Gegenüberstellung von Atom- bzw. Molekülmassen und molaren Massen

Atom-, bzw. Molekülmasse m ,

Molare Masse M
m,(H2O)

la u

M(H2O)

la g/mol
m,(H2SO,)

ga u

M ( H2SO,)

ga g/mol
m,(C6H1206)

laO u

M(C6H1206)

laO g/mol
m,(Na)

23 u

M(Na)

23 g/mol
m,(02)

3 2 u

M (02)

3 2 g/mol

34

1 7 Die Avogadro- oder Loschmidt'scl1e ZahL - 18 Stoffmengen und Stoffportionen

1 7

Die Avogadro- oder Loschmidt'sche Zahl

Im HinbLick auf das vorangegangene KapiteL stellt sich zwangsläufig die Frage,
wieso der Begriff des Mols ausgerechnet so und nicht anders definiert wurde.

TatsächLich ist nur eine Stoffmengenangabe zweckmäßig, die zwischen dem makroskopischen Bereich (Labor- oder technikgeeignete Stoffmengen) und der TeiLchenebene (Atome, MoLeküle) einen eindeutigen und einfach nachvoLlziehbaren Bezug hersteLLt.

So enthäLt die Stoffmenge "ein MoL" die immer gleiche Tei/chenzahl:

Die ZahL ist die so genannte Loschmidt'sche oder Avogadro'sche ZahL NA (auch

Avogadro-Konstante) und sie besagt, dass in einem MoL eines Stoffes immer

6,022 • 1023 Teilchen enthaLten sind:

NA 6,022 1023/mol

=

•

• Ei n MoL Wassel5toff enthäLt NA, also 6,022 · 1(j!3 Teilchen, das si nd in diesem FaLL

Wasserstoffmoleküle H2• Dasselbe gilt für die ELemente N, 0, F, Cl, Br, I (siehe
auch Kap. 12.3) .

• Ein MoL Kohlenstoff enthäLt NA' also 6,022 . 1(j!3 Teilchen, hier sind es KohLenstoffatome C.

• Ei n MoL Wasser, Schwefelsäure, Traubenzucker usw. enthäLt NA , also 6,022 . 1(j!3

Teilchen; hier spricht man von NA- also 6,022 . 1(j!3 Molekülen.

1 8
stoffmengen und Stoff portionen

Die Einheit MoL (moL ist die korrekte Benen nung für numerische Molangaben, z. B.

5 moL) wird für die quantitative Handhabung chemischer Stoffmengen verwendet.

Die Stoffmenge unterscheidet sich von der Stoffportion:

• Stoffmengen besch reiben stets einen Bruchtei l oder ei n VieLfaches ei nes Mols,
wie z. B.

7 mol Kohlenstoff.

Der Stoffmenge als chemischer Größe ist der Buchstabe n zugeordnet, das bedeutet für das obige BeispieL:

n(C) = 7 mol

• Stoffportionen si nd Grammangaben des betreffenden Stoffes, der der Stoffportion zugeordnete Buchstabe ist m.

Für das BeispieL gilt:

m(C) = 84 g

An unserem BeispieL wird deutLich, dass

• Stoffportion

• Stoffmenge

• molare Masse eines Stoffes

19 Das molare Volumen

35
in einem direkten Zusammenhang stehen:

84 g

= 12 -..!.. -> m (C) = M (C)

7 mol
mol
n (C)

Die Beziehung zwischen Stoffmenge, Stoffportion und molarer Masse ist Grundlage
für eine Vielzahl quantitativer Betrachtungen in der chemischen Theorie und der
laborpraxis:

Abb. 18.1: Molare Mass .. , Stoffportion und Stoffm .. ngl!

.... hen im direktl!n Zusamm .. nhang!

Die nachstehende Gleichung zur Berechnung der Stoffmenge n sollte man unbedingt im Kopf haben :

m (X)

n(X) = M (X)

Diese Formel ist die wichtigste Grundlage für eine Vielzahl stöchiometrischer Berechnungen !

Durch einfache Umformungen ist es möglich, die Größen

• Stoffmenge n ( Einheit mol) und die

• Stoffportion m (Ein heit g) zu bestimmen.

Die molare Masse M ( Einheit �l) ist aus dem PSE ablesbar.

mo

1 9

Das molare Volumen

Es leuchtet ei n, dass für ei n Mol eines jeden Reinstoffs ein bestim mter Raumbedarf
besteht.

Dieser ist bei Feststoffen und Flüssigkeiten eine stoffspezifische Größe (z. B.

nimmt 1 mol H2S04 bei Normalbedingungen ein Volumen von 0,053 l ein.). Anders
verhält es sich bei Gasen:

1 mol eines Gases beansprucht bei Normbedingungen immer ein Volumen von

22,4 litern.

36

2 0 D i e verscniedenen Aussagen chemischer Gleic:nungen

GrundLegend erkannt wurde dieser Zusammenhang zwischen Stoffmenge und VoLumen
bei Gasen von Amedeo Avogadro und wurde von ihm foLgendermaßen formuLiert:

GLeiche VoLumen verschiedener Gase enthaLten bei gLeichem Druck und g Leicher Tem peratur gLeich vieLe Tei lchen .

Die stoffmengenrelevante Größe des molaren Volumens Vm ist bei stöchiometrischen Berechnungen, an denen gasförmige Stoffe beteiligt sind, mitunter sehr hilfreich.

Die Einheit für Vm ist �l
mo

I

Vm = 22,4 -1
mo
v

V

Vm = - <- V = Vm • n -+ n = -
n

Vm

20

Die verschiedenen Aussagen
chemischer Gleichungen

Chemische Gleichungen bieten eine Vielzahl von Informationen : Man kann ihnen
sowohl qualitative, d. h. die Art der Stoffe betreffende, als auch quantitative, d. h .

Mengenverhältnisse bezeich nende Aussagen entnehmen .

ReaktIons2 11,

2 HzO
gleichung

Qualitative

Wasserstoff

+ Sauerstoff

Wasser

Aussage

Quantitative

Aussagen

Anzahl

2 Moleküle

+ 1 Molekül

2 Moleküle

2 · 2 Atome

+ 1 · 2 Atome

2 · 3 Atome

Stoffmenge

2 mol

+ 1 mol

2 mol

Atommasse

2 · 2 u

+ 1 · 32 u

2 · 18 u

Stoffportion

2 · 2g

+ 1 . 32 9

2 · 18 g

Volumen

2 . 22,4 1

+ 1 . 22,41

2 . 22,4 l

Wasserdampf!

Bei den Stoffmengen gilt es zu beachten, dass die AnzahL der MoLe rechts bzw. links
des Reaktionspfeils nicht übereinstimmt, da sich die beteiligten Atome aus zweiatomigen Molekülen auf der Eduktseite in dreiatomige auf der Produktseite umlagern.

Dies wirkt sich auf die Teilchenanzahl aus! Die Atomzahljedoch stimmt überein .

21 Gebräuchliche stöchiometrische Größen und Formeln

37

21

Gebräuchliche stöchiometrische Größen
und Formeln

Symbol

Ein heit

Bemerkung

(X steht für

Element oder

Verbt ndung)

Atommasse
m.(X)

u

1 u entspricht etwa der Masse
von 1 p bzw. 1 n;

. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

. . . . . . . . . . . .

Molekülmasse
m .(X)

u
u ist definiert als 1/12 der

Masse von 12C

. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

. . . . . . . . . . . . . . . . . . .

Molare Masse

M(X)

..i..

entspricht der Atom- bzw.

moL

MoLeküLmasse in g

. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

Stoffportion
m (X)

g
ist die wägbare Größe in der
chemischen Praxis

. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

Stoffmenge
n (X)

moL

1 mol enthäLt N. Teilchen

. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

Stoffmengen-
c(X)

moVL

Näheres siehe Kap. 35
konzentration

. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

TeIlchenzahl

N.

Tei Lchen

N. _ 6,022 . 1 023 Teilchen
mol
moL

. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

. . . . . . . . . . . . . . . .

. . . . . . . . . . . . . . . . . . .

I

Molares Volumen

Vm

L (liter)

Vm - 22,4 mol
moL
nur bei Gasen I!!

Berechnung von
m (X)

M (X) kann aus dem PSE abge-

Stoffmenge und
n (X) -
lesen werden; durch Umformung

M (X)

Stoffportion
der Formel errechnet sich die

Stoffportion .

. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

Berechnung von

V (X)

Diese Formel steUt den Zusam-

Stoffmenge und
n (X) _
menhang zwischen (Gas-)Volu-

Vm

Volumen b. Gasen
men und Stoffmenge her.

. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

Berechnung von

N (X)

Aus einer gegebenen Stoffmenge

Stoffmenge und
n (X) - -
kann die Teilchenzahl eines Stof-

N.

TeIlchenzahl
fes berechnet werden oder umge·
kehrt.

38

22 Dezimale Vielfache und Teile von Einheiten

22

Dezimale Vielfache und Teile von Einheiten

Oft begegnet man in der chemischen Praxis gerade im Bereich von Massen-, Volumen- bzw. Längenangaben sehr kleinen (oder seltener sehr großen) Werten, deren Benennungen dann besondere Kürzel beigegeben werden . Bei Milligramm und Dezimeter sind hier schon oft die Grenzen der Erkenntnis erreicht. Die nachstehende Tabelle gibt die häufiger benutzten Zusätze zu numerischen Einheiten wieder.

Tab. 22.1: Faktoren be; Zahlenangaben.

Zusatz

Faktor

Beispiele
p

Piko

10-12

7 pg - 7 . lcr12 9

- 0,000 000 000 007 9
n

Nano

10-'

9,5 nm - 9,5 . 10-' m

- 0,000 000 009 5 m

�

Mikro

10-6

45 �g - 45 . 10-6 9

- 0,000 045 9
m

Milli

10-'

95,5 m l - 95,5 . 10-' 1

- 0,095 5 1

(

Zenti

10-'

d

Dezi

10-1
h

Hekto

10'

k

Kilo

10'

M

Mega

106

23

Stöchiometrische Berechnungen und Übungen

Das Arbeiten in der chemischen Praxis ist im mer mit der Berechnung stöchiometrischer Größen verbunden .

Auch wird in den Prüfungen der Schule sowie des Grund- und sogar des Hauptstudiums das Bestimmen von Stoffmengen, Stoffportionen, Gasvolumina und Teilchenzahlen wiederholt verlangt.

Da immer wieder auffällt. welche immensen Probleme das Formulieren und Lösen
stöchiometrischer Aufgaben bereitet. soll an dieser Stelle ausführlich auf die Bearbeitung derartiger Aufgaben eingegangen werden.

Die ausgewählten Aufgaben berühren viele der immer wiederkehrenden Problemstellungen. Aufgrund der Musterlösungen, die alle Rechenschritte ausformulieren, kann sich der Lernende auch die spezielle Art des "Ausdrucks" aneignen: Als Lehrperson erlebt man sehr häufig, dass Lernende zwar in der Lage sind, zu einem kor-

23 Stöchiometrische Berechnungen und Übungen

39
rekten Ergebnis einer Aufgabe zu gelangen, jedoch nicht imstande sind, ihre Überlegungen in irgendei ner, geschweige denn in der richtigen Form zu Papier zu bringen!

Auch wenn es am Anfang schwer fällt:

Gewöhnen Sie sich an, systematisch an die Bearbeitung heranzugehen und
im mer die korrekten Kürzel und Benennungen für die Bezeichnung von stöchiometrischen Größen zu verwenden !

Sie selbst, die Sie mit den Aufzeichnungen und Ergebnissen Ihrer Berechnungen
praktisch arbeiten müssen, können sich viel laborfrust ersparen und ei n Prüfer, der

Ihre Arbeit korrigieren m uss, wird Ihnen gewogener sein, wenn er Ihre geistigen Ergüsse in ansprechender und nachvollziehbarer Form präsentiert bekommt. Sie tun also lediglich sich selbst einen Gefallen !

23. 1 Tipps zur systematischen Vorgehensweise

1. Ist in der Aufgabe eine chemische Reaktion beschrieben, so erstellen Sie zuallererst eine stöchiametrisch korrekte Reaktionsgleichung! Zu den hilfreichsten Informationen, die Sie dieser Reaktionsgleichung entnehmen können, gehört das Stoffmengenverhältnis, in dem die Edukte und Produkte zueinander stehen

(siehe auch Kap. 20):

Es erschließt sich sofort über die Koeffizienten!

z. B.

2 H2

+

O2

--->

2 H20

2 mol

1 mol

2 mol

2

1

2

2. Notieren Sie die bekannten (gegebenen) Größen mit entsprechendem Kürzel und

Benennung:

z. B.

M(H20) = 18 gjmol

3. Notieren Sie ebenfalls die gefragten Größen mit Kürzel und Benennung!

4. Schreiben Sie sich auch die Formeln, die Sie zur Berechnung unbekannter Größen
einsetzen wollen, an den Anfang Ihrer Bemühungen !

5. Schreiben Sie bei der Durchführung Ihrer Berechnungen auf, was Sie gerade
tun - scheuen Sie zumindest am Anfan�. diese zusätzliche Schreibarbeit nicht!

Diese Vorgehensweise hilft Ihnen, den Uberblick zu behalten, vor allem, wenn

Sie später doch einen Feh ler suchen m üssen.

40

23 Stöchiometrische Berechnungen und Übungen

23.2 Beispiele für immer wiederkehrende
stöchiometrische Berechnungen

1. Ermitteln Sie die molaren Massen von
a) ZnS

Zinksulfid
b) Fe(OHh Eisen(III)-hydroxid
c) C3HaO

Propanol

2. Wieviele und welche Teilchen enthalten
a) 0,8 Mol Gold Au
b) 1500 Liter Schwefelwasserstoff H2S(g)

c) 125 Gramm Kupfer(I)-sulfid CU2S?

3 . Ermitteln Sie die Masse von 0,4 Mol Propanol C3HaO !

4. Quecksilberoxid HgO wird aus den Elementen synthetisiert (; hergestellt). Reichen dabei 200 9 Quecksilber aus, um 100 9 Sauerstoff zu binden? Falls nicht, berechnen Sie die benötigte Masse an Quecksilber!

5. Berechnen Sie:

a) Wieviele Liter Sauerstoff (Normvolumen, d. h. Sie brauchen nichts umrechnen ! ) braucht ein Lebewesen, damit es 20,0 Gramm Glucose (C6H 1206) in seinem Stoffwechsel vollständig zu CO2 und H20 verbrennen kann?

b) Wieviele Gramm Wasser entstehen dabei?

Lösungen :

1 . Die molare Masse M(X) errechnet sich aus der Summe der molaren Massen der beteiligten Elemente und erhält die Benennung gjmol (siehe Kap. 16).

In aUer Regel können zur Berechnung der molaren Massen die Massenzahlen des im Buch abgedruckten, far·
bigen Periodensystems herangezogen werden. Lediglich im Fall einer Anwendung der molaren Massen fUr be·
sonders präzise analytische Zwecke bedarf es des Gebrauchs der Dezimalzahlen, die die ausführlichen PSE in
den LehJbüchem enthalten.

a) M(ZnS)

1 . M(Zn)

+ 1 · M(S)

64 gjmol

+ 32 gjmol

96
b) M(Fe(OHh) ; 1 · M(Fe)

+ 3 · M(O)

+ 3 · M(H)

56 gjmol

+ 3 · 16 gjmol + 3 · 1 gjmol

; (56 + 48 + 3) gjmol

; 107

Bei einer Verbindung, die Elementsymbole in Klammern enthält, werden für Berechnungen alle Atomsorten innerhalb der Klammer mit dem Index außerhalb multipliziert.

c) M(C3HaO)

3 . M(C)

+ 8 · M(H)

+ M(O)

3 . 12 gjmol + 8 · 1 gjmol + 16 gjmol

(36 + 8 + 16) gjmol

23 SlÖch;ometrische Berechnungen und Übungen

41

2. In dieser Aufgabe sind durchgehend Teilchenzahlen zu berechnen (siehe Kap. 17
und 21). Die für jede Teilaufgabe benötigte Formel ist:

N(X)

n(X)

�

=
bzw. deren Umformung
a) Bekannt:

n(Au) - 0,8 mol

NA - 6,022 _ 1023 Teilchen/mol

Gesucht:

N(Au) - ?

Formel. bereits angepasst:

N(Au) - n(Au) . NA

Berechnung:

N(Au) - 0,8 mol · 6,022 . 1023 Teilchen/mol

-

. 1023 Teilchen

Die Teilchen sind Goldatome.

b) Bekannt:

V(H2S) - 1500 l

NA

- 6,022 . 1023 Teilchen/mol

Gesucht:

N(H2S) - ?

Formel:

N(H2S) - n(H2S) . N A

In diesem Fall ist n(H2S) noch unbekannt.

Die Berechnung erfolgt über die Formel. die Stoffmenge und Gasvolumina in Zusammenhang bringt!

n (X) = V(X)

Vm

Angepasst ergibt sich:

Berechnung von n(H2S):

1 500 l
n(H2S) = 22, 4 l/mol = 67 mol

Berech nung von N(H2S):

N(H2S)

- n(H2S) . N A

- 67 mol · 6,022 . 1023 Teilchen/mol

Teilchen

_

In diesem Fall handelt es sich um Schwefelwasserstoffmoleküle!

c) Kupfer(I)-sulfid besitzt die stöchiometrische Formel CU2S,

Bekannt: m(Cu2S) - 125 g

NA

- 6,022 . 1023 Teilchen/mol

M(CU2S) - (2 . 63 + 32) g/mol - 158 g/mol

Gesucht: N(Cu2S) - ?

Um die Teilchenzahl berechnen zu können, ist es auch hier erforderlich, die

Stoffmenge n(Cu2S) zu kennen .

42

23 Stöchiometrische llerechnungen und Übungen

Da die Masse m(Cu2S) gegeben ist, errechnet sich n(Cu2S) durch die nachste-
hende Formel:

m(X)

n (X) = M(X)

1 2 5 g
d. h . n (X) = 8 / l = 0,8 mol

15 g mo

Berechnung von N(Cu2S):

N(Cu2S) = n(Cu2S) . NA

= 0,8 mol · 6,022 . 1023 Tei lchen/m ol

= 4,82 . 1023 Tei lchen

Da CU2S ein Salz ist, handelt es sich bei der Teilchenzahl um so genannte Fonneleinheiten! (siehe Kap. 27.4).

3. Bekannt: M(C3HsO) = 60 g/mol
n(C3HsO) = 0,4 mol

Gesucht: m(C3HsO) =?

Formel, bereits angepasst:

m(C3HsO) = n (C3H sO) . M(C3HsO)

Berechnung von m(C3 HsO):

m(C3HsO) = 0,4 mol · 60 g/mol - lli

0,4 mol reines Propanol (Alkohol, flüssig) wiegen 2 4 g.

Die Umrechnung von Stoffmengen in Stoffportionen und umgekehrt ist eine der
häufigsten Rechenoperationen bei stöchiometrischen Berechnungen!

4. Soll vor Beginn einer Arbeit (im labor oder im großtechnischen Maßstab) festgestellt werden, wie groß die Mengen der eingesetzten Edukte sein müssen, ist die Berechnung mittels der nachstehenden Vorgehensweise möglich .

Reaktionsgleichung:

2 Hg

+ Oz

-+

2 HgO

Beachten: 02!

2 mol

1 mol

2 mol

Stoffmengenverhältnis

Bekannt: m (02) = 100 g

M(Hg) - 202 g/mol

M(02) = 3 2 g/mol

Stoffmengenverhältnis Hg : O2 = 2:1

Gesucht: m(Hg) = ?, um 100 g Sauerstoff zu binden.

Formel:

m
n = -

M

Um mit dem Stoffmengenverhältnis rechnen zu können, erfolgt zunächst die Berechnung von n(02) :

m (02 )

100 g
n02 =

= 32 g/mol = 3,125 mol

M(02)

Berechnung von n(Hg):

n(Hg) : n(02) = 2 : 1

23 Stiichiometrische Berechnungen und Übungen

43
n(Hg) � 2 . n(02) = 2 . 3,125 mol = 6,25 mol

Für den Verbrauch der vorgegebenen Masse Sauerstoffs sind 6,25 mol Quecksilber
erforderlich. Welcher Masse an Quecksilber entspricht das?

Berechnung von m(Hg):

m(Hg) = n(Hg) . M(Hg) = 6,25 mol · 202 g/mol = 1262,5

Für eine vollständige Reaktion von 100 9 Sauerstoff mit Quecksilber zu Quecksilberoxid benötigt man 1262,5 9 Hg.

5. Reaktionsgleichung:

4H 1206 + 6 O2

--->

6 CO2

+

1 mol

6 mol

6 mol

Stoffmengenverhältnis
a) Bekannt: m(C6H 1206) = 20 9 M(�H1206) = 180 g/mol

Vm = 22,4 l/mol

Gesucht:

V(02) - ?

Formeln:

m

V
n

M;

=
n = Vm

Berechnung von n(C6H 1206) :

m (4 H1206)

2 0 9
n(�H 1206) = M (� H1206 ) = 180 gjmol = 0,11 mol

Berechnung von n (02) :

n(4H 1206) : n(02) = 1 : 6
n(02) - 6 . n(C6H1206) - 6 . 0, 11 mol - 0,66 mol

Berechnung von V(02) :

V(02) - n(02) . Vm = 0,66 mol · 22,4 l/mol = 14,78 1

Für die stoffwechselbedi ngte Umsetzung von 20 9 Glucose sind 14,78 I reiner

Sauerstoff erforderlich.

b) Bekan nt: M(H20) - 18 g/mol

Gesucht: m(H20) = ?

Formel: m = n . M

Das Stoffmengenverhältnis n(02) : n(H20) = 6 : 6
bzw. 1 : 1
n(H20) = 0,66 mol

Berech nung von m(H20):

m(H20) = n(H20) . M(H20) = 0,66 mol · 18 g/mol = 11,88 9 �

""'

Bei der Umsetzung von 20 9 Glucose im Körper entstehen 12 9 Wasser.

(Hier ist eine Rundung des Ergebnisses erlaubt, da das Ergebnis nicht analytischen Zwecken dient.)

44

24 Die Elementgruppen des .verkürzten· Periodensystems

24

Die Elementgruppen
des " verkürzten " Periodensystems

24. 1 Die Hauptgruppen

Das so genannte "verkürzte" Periodensystem enthält die Elemente der acht Hauptgruppen_

Die Spalten der Hauptgruppen werden im PSE mit den römischen Zahlen I bis

VIII überschrieben_

Aus der chemischen Tradition heraus haben die Hauptgruppen Namen bekommen, die auch heute noch verwendet werden : I.

Die Gruppe der Alkalimetalle

11.

Die Gruppe der Erdalkalimetalle

III_ Die Borgruppe

IV_

Die Kohlenstoffgruppe

V_

Die Stickstoffgruppe

VI_ Die Sauerstoffgruppe (Chalkogene)

VII. Die Gruppe der Halogene

VIII. Die Edelgase

Die übrigen Elemente des PSE gehören den

• Nebengruppenelementen (Übergangsmetalle) bzw.

• Lanthanoiden und Actinoiden an .

Die Nebengruppenelemente sind aufgrund ihres metallischen Charakters am Aufbau
vieler, in der Chemie bedeutender Salze beteiligt (siehe Kap. 27) .

24.2 Kurzcharakteristik der Hauptgruppen

I. Die Gruppe der Alkalimetalle

- Lithium, Natrium, Kalium, Rubidium, Caesium, Francium

- silbrig-weiße, niedrig schmelzende Metalle

- weich und leicht sch neid- und verformbar

- sehr reaktionsfreudig, kommen in der Natur nur gebunden vor, nicht elementar

- Aufbewahrung unter Petroleum, Oxidschicht entsteht auf der Oberfläche

11. Die Gruppe der Erdalkalimetalle

- Beryllium, Magnesium, Calcium, Strontium, Barium, Radium

- leichte Metalle, geringes spezifisches Gewicht

- silbrig-weiß, ohne Oxidschicht

24 [)je Elementgruppen des .verlcUrzten" Periodensystems

45

- reaktionsfreudig, können jedoch an der Luft aufbewahrt werden

- in der Natur in mineralischen Verbindungen (Mg auch als Zentralion im Blattfarb-
stoff Chlorophyll), nicht elementar

III. Die Borgruppe

- Bor, Aluminium, Gallium, Indium, Thallium

- B ist ein hartes Nichtmetall, Al und die übrigen Elemente der Gruppe sind weiche

Metalle

- Al ist in der Natur an einer großen Zahl der Verbindungen der Erdrinde beteiligt,
elementar kommt es nicht vor

- B, Ga, In, Tl sind selten

- B ist im Gegensatz zu den anderen Elementen reaktionsträge

IV. Die Koh lenstoffgruppe

- Kohlenstoff, Silicium, Germanium, Zinn, Blei

- die Elemente C, Si und Ge sind Nichtmetalle, die Übrigen haben ausgeprägten

Metallcharakter

- die elementaren Eigenschaften sind sehr unterschiedlich

- in der mineralischen Erdrinde kommt Si am häufigsten vor

- C ist allgegenwärtiger Bestandteil der Stoffe der belebten Natur

- Pb hat eine große Dichte - das Metall und seine Verbindungen sind sehr schwer

V. Die Stickstoffg ruppe

- Stickstoff, Phosphor, Arsen, Antimon, Wismut

- der Metallcharakter nimmt innerhalb der Gruppe nach unten zu:

N ist ein typisches Nichtmetall (gasförmig), die Elemente P und As treten in metallischen und nichtmetallischen Varianten (� Modifi kationen, siehe auch Kap. 29.2) auf, Sb und Bi sind Metalle

- N ist Hauptbestandteil der Luft (78,09 Ofo)

VI. Die Sauerstoffgruppe (Chalkogene)

- Sauerstoff, Schwefel, Selen, Tellur, Polonium

- 0 ist ein gasförmiges Nichtmetall von hellblauer Farbe

- S ist ein festes, gelbes Nichtmetall

- Se, Te, Po treten auch in metallischen Varianten auf

- 0 ist lebenswichtiger Bestandteil der Luft und des Wassers (dort ist es in riesigen

Mengen gebunden)

- die Gesamtmasse des 0 entspricht etwa der Masse aller übrigen Elemente

46

25 Die Bindungswertigkeit

VII. Die Gruppe der Halogene

- Fluor, Chlor, Brom, Iod, Astat

- alle Halogene sind Nichtmetalle

- alle Aggregatszustände sind (bei Normalbedingungen) innerhalb dieser Haupt-
gruppe anzutreffen:

F und Cl sind gasförmig, Br ist flüssig, I ist fest

- die Halogene si nd reaktionsfreudige Elemente, sie gehen mit nahezu allen anderen Elementen Verbindungen ein

- ihre Verbindungen mit Metallen heißen Salze (Halogen ; Salzbildner)

- F ist das reaktivste aller Elemente

VIII. Die Edelgase

- Helium, Neon, Argon, Krypton, Xenon, Radon

- alle Edelgase sind gasförmig und außerordentlich reaktionsträge

- nur die schwereren Edelgasatome (Kr, Xe, Rn) bilden Verbindungen mit den reak-
tivsten Halogenen bzw. ůnd N

- sie kommen in Spuren in der Luft vor oder sind in winzigen Blasen i n Mineralien
eingeschlossen

- sie finden breite Verwendung in der Beleuchtungsindustrie, z. B. als Füllung von

Glühlampen oder als farbgebende Komponente in Leuchtstoffröhren

Oie Grundidee, im PSE Elemente mit ähnlichen Eigenschaften zu den Hauptgruppen zusammenzufassen, wird besonders in den Gruppen I, VII und VIII deutlich.

Hier erkennen wir in ersterer ausschließlich reaktive Metalle, in VII nur reaktionsfreudige Nichtmetalle und in VIII reaktionsträge Gase.

In den anderen Hauptgruppen nimmt der Nichtmetallcharakter von oben nach unten ab.

25

Die Bindungswertigkeit

Alle bisherigen Betrachtungen gaben keinerlei Aufschluss darüber, wie die einzelnen Verbindungen zustande kommen:

• Wie kommt es zu "Stofftei lchen" wie H 20, N H], H 2S04, C2H 60 . . . usw. ?

• Warum treten die Atome gerade in dieser Anzahl und in diesem Verhältnis zusammen?

• Aus welchen Gründen können zwei Elemente mehrere unterschiedliche Verbi ndungen bilden, wie z. B. FeCl2 und FeCl]?

25 [)je Bindungswertigkeit

47

Diese Fragen beschäftigten natürlich auch viele Forscher in der Frühzeit der Chemie. Nachdem jedoch zu dieser Zeit noch kein konkretes Wissen über Atome und Moleküle bzw. deren Bau existierte, waren die wissenschaftlichen Experimente und

Gedankengänge an die makroskopischen, meist physikalischen Möglichkeiten gebunden. Die Ergebnisse dieser Arbeiten wiesen den richtigen Weg und sind auch in heutiger Zeit mit den so genannten "Verbindungsgesetzen" Bestandteil eines jeden

Chemie-Anfangsunterrichtes, wobei an dieser Stelle die chemische Lust des aufstrebenden Adepten einen ersten und meist dauerhaften Däm pfer erfährt.

In diesem Skriptum wird aus diesen und anderen Gründen auf eine Herleitung
verzichtet. Der Lernende soll auf möglichst einfache Weise eine Vorstellung erhalten, wie die Atome zu Molekülen zusammenfinden.

Das Hilfsmittel der so genannten Wertigkeit, das in den folgenden Abschnitten
behandelt wird, basiert auf den tatsächlichen Bindungseigenschaften der Atome
und kann eine erste, eher schematische Vorstellung vom Entstehen einer bestimmten Molekülart vermitteln .

25. 1 Definition der stöchiometrischen Wertigkeit

Unter der stöchiometrischen oder Bindungswertigkeit (kurz: Wertig keit) ei nes

Elementes versteht man die Anza h l an Wasserstoff-Atomen, die ein Atom des

Elementes an sich binden kann oder zu ersetzen vermag.

Beispiele:

Tab. 25. t: Wertlgkelten, bezogen auf Wasserstoff

Verbi ndung

Name

Anzahl der
zweites, in der

Wertigkeit
der
gebundenen

Verbindung
der Atome

Verbindung

H-Atome
enthaltenes
des zweiten

Element

Elements

H20

Wasser

2

0

2

NH3

Ammoniak

3

N

3

H2S

Schwefel-

2

5

2
wasserstoff

CH,

Methan

4

C

4

HCl

Chlorwasser-

1

Cl

1
stoff

48

25 Die Bindung,wertigkeit

25.2 Praktische Anwendung

Die Wertigkeit ermöglicht es, einer VielzahL von chemischen Verbindungen ein erstes, ordnendes Prinzip bezügLich der qualitativen und quantitativen Zusammensetzung ihrer MoLeküLe zugrunde zu Legen.

Da nicht aLLe Verbindungen Wasserstoff enthaLten oder auch aus mehr als zwei

ELementen aufgebaut sind, heLfen die nachstehenden GrundregeLn weiter:

I. H hat stets die Wertigkeit 1 .

1 1 . 0 ist fast i mmer zweiwertig (Ausnahme ist H202 - Wasserstoffperoxid ) .

III. F, Cl, Br, I s i n d einwertig .

IV. In nerhaLb der FormeLn binärer Verbindungen (= Verbindungen, bestehend
aus 2 ELementen) ergeben die Produkte aus Indexzah l und Wertigkeit jeweils denseLben Wert!

V. Ei n und dasselbe Element kan n i n verschiedenen Wertigkeitsstufen vorkommen.

"Wertigkeiten" i n Verbindungen, deren MoLeküle mehr als zwei Elemente aufweisen,
werden zweckmäßigerweise als Oxidationszahlen ermitteLt. (Die RegeLn zur Ermitt

Lung von Oxidationszahlen, siehe Kap. 38.3 .2, ähneLn obigen GrundregeLn).

ALLerdings steLLt sich mit zuneh mender Kenntnis des PSE und gewohnheitsmäßiger Anwendung auch ein "Gespür" für die Wertigkeiten "Dritter" ein.

Um eine gewisse Sicherheit i m Umgang mit Wertigkeiten zu erLangen, werden in

TabeLLe 25.2 binäre Verbi ndungen betrachtet. VergLeichen Sie die BeispieLe mit
den GrundregeLn!

Tab. 25.2: Beispiele zur Berechnung von Wertigkeiten

Verbindung

Name der
bekannte

Ermittlung der
neu

Verbindung

Wertigkeit
unbekannten
ermittelte

(Regeln I - III)

Wertigkeit

Wertigkeit

(Regel IV)

AgBr

Silberbromid

Br - 1

1 · 1 - 1 · ?

Ag - 1

Al,03

Aluminiumoxid

0 - 2

3 · 2 - 2 · ?

Al - 3

BaC�

Bariumchlorid

CI -1

2 · 1 - 1 · ?

Ba - 2

CO

Kohlenstoff-

0 - 2

1 · 2 - 1 · ?

C - 2
monoxid

CO,

Kohlenstoff-

0 - 2

2 · 2 - 1 · ?

C - 4
dioxid

FeCl,

Eisen (II)-

CI - 1

2 · 1 - 1 · ?

Fe - 2
chlorid

FeCI3

Eisen (III)-

CI -1

3 · 1 - 1 · ?

Fe - 3
chlorid

26 Edelgaskonfiguration und Okt.ettregel

49

Verbindung

Name der
bekannte

Ermittlung der
neu

Verbindung

Wertigkeit
unbekannten
ermittelte

( Regeln I - III)

Wertigkeit

Wertigkeit

( Regel IV)

HgO

Quecksilberoxid

0 - 2

1 · 2 - 1 · ?

Hg - 2

MnCl2

Mangan(II)-

Cl - 1

2 · 1 - 1 · ?

Mn - 2
chlorid

Mn02

Mangan(IV)-

0 - 2

2 · 2 - 1 · ?

Mn - 4
oxid

NO

Stickstoff(II)-

0 - 2

1 · 2 - 1 · ?

N - 2
oxid

N H)

Ammoniak

H - 1

3 · 1 - 1 · ?

N - 3

N20,

Stickstoff(IV)-

0 - 2

4 · 2 - 2 · ?

N - 4
oxid

PCl)

Phosphor(III)-

Cl - 1

3 · 1 - 1 · ?

P - 3
chlorid

PCL,

Phosphor(V)-

Cl - 1

5 · 1 - 1 · ?

P - 5
chlorid

H2S

Schwefelwas-

H - 1

2 · 1 - 1 · ?

S - 2
serstoff

S02

Schwefeldioxid

0 - 2

2 · 2 - 1 · ?

S - 4

SO)

Schwefeltrioxid

0 - 2

3 · 2 - 1 · ?

S - 6

26

Edelgaskonjiguration und Oktettregel

26. 1 Die Elektronenkonfiguration der Edelgase

Tab. 26.1: Die Elektronenkonfigurationen aUer Edelgase

Edelgas

Ordnungs-

Elektronenanzahl auf den Hauptschaien
zahl p
n - 1
n - 2
n - 3
n - 4
n - 5
n - 6

He

2

2

Ne

10

2

50

26 Edelgaskonfiguration und Oktettlegel

Edelgas

Ordnungs-

Elektronenanzahl auf den Hauptschalen
zahl p
n - 1
n - 2
n - 3
n - 4
n - 5
n - 6

Ar

18

2

8

8

Kr

36

2

8

18

8

Xe

54

2

8

18

18

8

Rn

86

2

8

18

32

18

8

Bei den EdeLgasen ist die "äußerste" SchaLe mit 8 e- besetzt.

Eine Ausnahme bildet das Element He (2 e-).

In der Tabelle wird durch die graue Unterlegung auf dieses Charakteristikum der

Edelgaskonfiguration aufmerksam gemacht.

Nur bei den EdeLgasen He und Ne ist die äußerste SchaLe zudem mit der maximaL
mögLichen e--ZahL besetzt.

Kursiv dargesteLLte ZahLen weisen auf voLLbesetrte SchaLen hin.

26.2 Das Elektronenoktett

Die ,,8-e--BesetzungN (= ELektronenoktett) in den äußersten SchaLen der EdeLgasatomhüLLen, gemeinhin als fdelgaskonfiguration bezeichnet, erweist sich in der chemischen Praxis als sehr stabil, da sie einen besonders günstigen energetischen

Zustand darsteLLt. Daraus erkLärt sich die beeindruckende Reaktionsträgheit dieser

Elemente.

Für die anderen Elemente gilt:

Ei ne äußerst i ntensive Triebkraft für das Zustandekommen chemischer Reaktionen der ELemente zu Verbindungen besteht dari n, dass die reagierenden Atome das flektronenoktett zu erreichen suchen oder die Betei ligung daran
anstreben .

Die Elemente aller anderen Gruppen des PSE verfügen von Natur aus nicht über ei n

Elektronenoktett der äußersten SchaLe.

Die Atome erLangen es in ihren Verbi ndungen durch Elektronenaufnahme oder

-abgabe (siehe Kap. 27) bzw. sie beanspruchen ELektronen durch gemeinsame "NutzungU (siehe Kap. 28).

Diese Vorgänge in den Elektronenhüllen bewirken zwischen den beteiligten Atomen eine chemische Bindung.

26 Edelgaskonfigur.tion und Oktetuegel

51

26.3 Die Valenzelektronen

Die Elektronen der äußersten SchaLe werden als Außenelektronen oder Valenzelektronen bezeichnet.

ELemente einer Hauptgruppe haben dieselbe AnzahL von VaLenzeLektronen:

I.

Die Gruppe der Alkalimetalle

1 e-

Il.

Die Gruppe der Erdalkalimetalle

2 e-

Die Borgruppe

3 e-

Die Kohlenstoffgruppe

4 e-

Die Stickstoffgruppe

5 e-

VI.

Die Sauerstoffgruppe (Chalkogene)

6 e-

VII.

Die Gruppe der Halogene

7 e-

VIII.

Die Edelgase

8 e-

Die AufzähLung verdeutlich, dass die (Haupt-)Gruppennummer mit der ZahL der Va

LenzeLektronen identisch ist:

Gruppennummer = Anza h L der VaLenzeLektronen

26. 4 Ausblick auf die Vorgänge in den Elektronenhüllen
während chemischer Reaktionen

Wir wissen bereits um die ÄhnLich keit der chemischen Eigenschaften (siehe

Kap. 24.2) und die identische Konfiguration der VaLenzeLektronen bei den Elementen einer Hauptgruppe.

Nachstehend sollen nun die charakteristischen Eigenschaften von Hauptgruppenelementen mit den Vorgängen zur ErLangung der Edelgaskonfiguration in den Atomhüllen in Zusammenhang gebracht werden.

52

26 Edelgaskonfiguration und Oktfitregel

Drei Hauptgruppen dienen als Beispiele:

• Die Gruppe der Alkali metalle

(I)

• Die Gruppe der Erdalkalimetalle

(11)

• Die Gruppe der Halogene

(VII)

26.4.1 Alkalimetalle

Sie erreichen das Oktett des voranstehenden Edelgases durch die Abgabe eines e- .

Dabei entstehen einfach positiv geladene Ionen (siehe Kap. 9.4):

Li+, Na+, K+ .. . usw.

• Li+ besitzt also Heliumkonfig uration,

• Na+ Neonkonfiguration und

• K+ Argonkonfiguration.

26.4.2 Erdalkalimetalle

Hier erreichen die Atome das Oktett des voranstehenden Edelgases durch die Abgabe
von 2 e-.

Dabei entstehen zweifach positiv geladene Ionen:

Mg2+, (a2+, Ba2+, . . . usw.

Übung:

Welchen ELementen entsprechen jeweils die Elektronenkonfigurationen auf den

Valenzschalen der Erdalkalikationen?

26.4.3 Halogene

Den Halogenatomen fehlt bei einer Valenzelektronenzahl von sieben nur noch ein

Elektron zur Edelgaskonjiguration, d. h. sie erreichen das Elektronenoktett durch

Aufnahme eines Elektrons. Dadurch entstehen einfach negativ geladene Anionen:

F-, (l-, Br, 1- (At ist im chemischen Alltag selten.)

Übung:

Geben Sie die Gesamtelektronenkonfiguration für die Anionen an und nennen Sie
die Namen der Elemente, denen diese Elektronenkonfiguration entspricht!

Beachten Sie:

Die negativ geladenen Ionen der Halogene heißen HaLogenfcHonen!

Lösungen:

• zu 26.4. 2:

Die Erdalkalikationen Mg2+, Ca2+ und Ba2+ besitzen die Elektronenkonfigurationen
von Ne, Ar und Xe.

• zu 26.4.3:

Die Lösung lässt sich am besten tabellarisch darstellen:

27 Salze

53

Tab. 26.2: Elektronenkonfigurationen der Halogenldlonen

Halogenidion
n - 1
n - 2
n - 3
n - 4
n - 5

Elektronen-
konfiguration
von

F-

2

8

Ne

Fluoridion

CI-

2

8

8

Ar

Chloridion

Ir-

2

8

18

8

Kr

Bromidion

1-

2

8

18

18

8

Xe

Iodidion

Die Überprüfung der ELektronenanzahl ist an hand der im PSE angegebenen OrdnungszahL für die Edelgaskonfigurationen möglich !

27

Salze

BLickt man sich in der UmweLt mit chemisch interessierten Augen um, so wird man
feststeLLen, dass die wenigsten Stoffe, die uns begegnen, ELemente sind, sondern
in aller RegeL Verbindungen darsteLLen.

In den vorangegangenen KapiteLn war bereits mehrfach die Rede vom Zusammentreten der ELemente zu Verbindungen und den damit einhergehenden Veränderungen in den ELektronenhülLen (siehe Kap. 25 und 26).

In diesem und den foLgenden KapiteLn werden nun Verbindungen zwischen den
verschiedenen ELementen einer genaueren Betrachtung unterworfen.

Am Begin n stehen die Verbindungen, die durch die Reaktion eines Metalls mit einem Nichtmetall zustande kommen (siehe auch Kap. 24. 2, Kurzcharakteristik der Hauptgruppen).

• Dabei wi rd deutLich werden, dass die Struktur solcher Verbi ndungen durch das

Vorhandensein entgegengesetzt geladener Ionen erklärt werden kann.

• Die Eigenschaften dieser als Salze bekan nten Stoffe resuLtieren aus ihrem Aufbau
im atomaren Bereich (� Anordnung der Ionen und der zwischen ihnen wirkenden

Kräfte).

27. 1 Bedeutung der Salze

Salze sind weitverbreitete Verbindungen, ihre Bedeutung ist in vieLen Lebensbereichen fundamental.

54

27 Salze

• Einige Beispiele:

Tab. 2 7 . 1 : Einige Salze und ihre Verwendung

(TrMal-) Name

Formel

Verwendungszweck

Bleiglanz

PbS
z. B. Herstellung des Metalloxids und Reduk-
tion mit Kohlenstoff zum Metall

Calcit

CaCO)

Herstellung von Mörtel und Zement

Kochsalz

NaCl

Produktion von Natrium, Chlor und

Natriumhydroxid

Pyrit

FeS,

Schwefelsäureproduktion

Soda

Na,CO)

Herstellung von Glas, Seife, Waschmitteln,

Farbstoffen

Salpeter

KNO)

Herstellung von Schwarzpulver und früher

Salpetersäure

Tonerde

Al,O)

Schmelzelektrolyse zur Aluminiumgewinnung

• Koch- oder Steinsalz (Natriumchlorid) ist eine für die Industrie bedeutsame Ausgangschemikalie und für den menschlichen Körper ei n unverzichtbarer, auch der Geschmacksentfaltung dienlicher Nahrungszusatz.

Wirft man einen Blick in die Geschichte, so wird man feststellen, dass die Gewinnung und der Handel mit dem Kochsalz die Geschicke ganzer Städte und Landstriche maßgeblich beeinflusst haben . Früher war Kochsalz vor allem für Konservierungszwecke enorm wichtig.

Die Gewinnung erfolgt in großem Umfang aus dem Meerwasser und in Bergwerken.

• Mineralien und Gesteine si nd aus mehr oder weniger schwer löslichen Salzen aufgebaut und stellen vielfach Rohstoffe für wichtige chemische Erzeugnisse (z. B.

Düngemittel) dar.

Außerdem kom mt vielen Mineralsalzen eine große Bedeutung in den physiologischen Körperabläufen zu. Ihre Aufnahme erfolgt über Mineralwässer oder vollwertige Nahrungsmittel.

27.2 Leitfähigkeit von Salzlösungen

Um sicher nachzuweisen, dass Salze aus Ionen bestehen, müssen zuallererst elektrische Ladungen festgestellt werden.

Dies geschieht mittels einer Leitjähigkeitsprüjung: Dazu taucht ein Leitfähigkeitsprüfer in eine Salzlösung.

27 Salze

55

27.2.1 LeitjlihigkeitsprOjer

Ein Leitfähigkeitsprüfer besteht aus zwei Elektroden in einem einfachen Stromkreis. Der Stromkreis wird erst beim Eintauchen in eine Leitende Flüssigkeit geschLossen. Ein Stromfluss wird durch das Aufleuchten einer in der Versuchsanordnung zwischengeschalteten Glühbirne angezeigt.

leitende Verbindung

� Kupfe rtcabel

Abb 27.1.: Anordnung zur Le;tfähigkeitsprüfung

Dabei sind die Kupferdrahtverbindungen zwischen den Elektroden Leiter erster

KLasse.

Die Lösung, deren frei bewegLiche Ionen den Stromfluss zwischen den Elektroden
verursachen, ist ein Leiter zweiter Klasse.

Leiter erster Klasse erfahren beim Stromdurchgang keine stoffliche Veränderung,

Leiter zweiter Klasse verändern sich.

27.2.2 Folgerungen aus der Leitflihigkeit einer Salzlösung
oder -schmelze

Ist in der wässrigen Lösung (oder der Schmelze) einer chemischen Verbindung eine

Leitfähigkeit nachweisbar, so kann geschLossen werden:

• Die Lösung (oder Schmelze) enthältfrei bewegliche Teilchen, die Ladungen transportieren, sodass sich ein geschLossener Stromkreis aufbaut .

• Da die Lösung (oder Sch melze) nach außen neutral ist, heben sich die positiven
und negativen Ladungen quantitativ auf, d. h. es gibt genauso vieLe positive wie
negative Ladungen:

Ladungssumme der Kationen = Ladungssumme der Anionen

• Salze si nd aus Ionen aufgebaut, die sich aufgrund ihrer gegensätzLichen Ladung
anziehen und i m festen Zustand regeLmäßige Kristallstrukturen ausbiLden.

27.3 Bindungsverhältnisse und räumliche Strukturen
in Satzen

Im Zusammenhang mit dem Streben der Atome nach dem stabilen, energetisch
günstigen Elektronenoktett (Edelgaskonfiguration ) wurde im Kap. 26.4 auf die

Möglichkeit von Elektronenabgabe bzw. -aufnahme (; Elektronenübergang, siehe

Kap. 37.11) hingewiesen.

Das Erreichen der Edelgaskonjiguration im Zusammenhang mit der Verbindungsbildung ist als Faustregel anzusehen, die bei den Elementen mit niedrigen Ordnungszahlen gut anwendbar, jedoch bei den schwereren (MetaU-)

Atomen mit Vorsicht zu genießen ist.

27.3.1 Die Ionenbindung

Die in einer Reaktion mit Elektronenübergang entstehenden Kationen (aus Metallatomen) und Anionen (aus Nichtmetallatomen) üben eine elektrostatische Wechselwirkung aufeinander aus: Die Kationen umgeben sich mit Anionen und gleichermaßen umgeben sich die

Anionen mit Kationen, da sich gegensätzliche Ladungen anziehen . Die zwischen
den Ionen wirkenden Anziehungskräfte führen zu einem Zusammenhalt den man
mit dem Fachausdruck Ionenbindung bezeichnet.

Die wichtige chemische Bindungsart der Ionenbindung beruht auf den starken
elektrostatischen Anziehungskräften zwischen gegensätzlich geladenen Ionen.

27.3.2 Das Ionengitter

Aufgrund ihrer Größe (Ionenradius, -durchmesser) und ihrer Lodung (einfach, doppelt dreifach . . . positiv bzw. negativ) bilden Kationen und Anionen in der Art, wie sie sich umeinander gruppieren, ganz charakteristische, räumlich streng regelmäßige

Ionenverbände aus, die man als Ionengitter bezeichnet. Die Regelmäßigkeit führte
zu Begriffen wie

• kristalline Struktur, wen n vom Aufbau ei nes Ionengitters die Rede ist oder

• SolzkristalL wen n ein makroskopisches Stück eines solchen Ionengitters gemeint
ist.

Die Vielfalt der Kombinationsmöglichkeiten zwischen Metallkationen und Nichtmetallanionen bedingt die Existenz ei ner unüberschaubaren Zahl von Salzen bzw.

Typen von Ionengittern .

An dieser Stelle sei lediglich gesagt dass sich die Ionen in einem Ionengitter
stets so anordnen, dass

27 Salze

57

• sich die positiven und negativen Ladungen insgesamt neutralisieren,

• eine so genan nte dichteste Kugelpackung (die Ionen werden in der Modellvorstellung als geladene Kugeln angesehen) auftritt, die eine maximale Raumerfüllung bewirkt,

• bei der Entstehung des Ionenverbandes Energie freigesetzt wird - dieser Gewinn
von Gitterenthalpie ist die entscheidende Komponente bezüglich die Triebkraft
der Salzbildung, nicht unbedingt das Erlangen des Elektronenoktetts.

(Beim Auflösen eines Salzes muss die Gitterenthalpie, siehe Kap. 33.4.1, wieder
zugefüh rt werden.)

Hinweis: Die lehrbücher der Anorganischen Chemie bieten umfangreiche Informationen zu den Sal·
zen und Abbildungen zu verschiedenen Typen von Ionengittern .

27.4 Chemische Formeln für Salze

Aus Kap. 27.3.2 ist bekannt, dass sich Salzkristalle dergestalt ausbilden, dass nach
außen elektrische Neutralität herrscht.

Dieser Sachverhalt muss auch in der chemischen Formel, die ein Salz charakteri·
siert, zum Ausdruck gebracht werden.

Der Begriff des Moleküls, der bisher selbstverständlich für die kleinste Einheit einer Verbindung verwendet wurde, ist bei den Salzen nicht anwendbar, da die Ionen innerhalb eines Gitterverbandes nicht gleichartigen, abgegrenzten Ei nheiten zuzuordnen sind. Hier haben wir es mit Endlosstrukturen zu tun, in deren Zusammensetzung die Kationen und Anionen in einem bestimmten Zahlenverhältnis zuei nander stehen.

Die Formeln für die Salze werden zwar im stöchiometrischen Gebrauch wie Molekülformeln gehandhabt, si nd jedoch Verhältnisjormeln.

Mit den Erkenntnissen, die wir bereits über die Elektronenhüllen der Atome

(siehe Kap. 26) gewinnen konnten, wird es nun möglich sein, chemische (Verhältnis-)Formeln unter Zuhilfenahme des PSE eigenständig aufzustellen .

Mit zunehmender Übung werden auch die Zusammenhänge zur Bindungswertigkeit (siehe Kap. 25) deutlich.

Beispiele:

Überlegen Sie unter Zuhilfenahme der nachstehenden Tabelle 27.2,

• wie und warum die genan nten Ionen zustande kommen,

• warum die Verhältnisformel für das resultierende Salz so und nicht anders lauten
m uss!

58

27 Salze

Tab. 27.2: Ermittlung der Verhältnisformeln bei einigen Salzen

Elemente, die zum

Ionen mit

Ver-

Name des Salzes

Salz verkn üpft

Elektronenoktett
hältnls-
werden
formel

(siehe PS E und
für

Kap. 26.4)

das Salz

Na

F

Na+

F-

NaF

Natriumfluorid

Li

5
li+

5'-

Li,5

Lithiumsulfid

Ca

0

(;j-+

0'-

CaO

Calciumoxid

Ba

I

Ba'+

1-

BaI,

Bariumiodid

Al

B,

A13+

B,

AlB'3

Aluminiumbromid

Al

5

Al3+

5'-

A�3

Aluminiumsulfid

Die am Aufbau des Salzes beteiligten Ionen werden so kombi niert, dass sich
die Ladungen aufheben!

27.5 Wichtige Salze in der anorganischen Chemie

Es gibt einige Salze, die häufig im chemischen Gebrauch sind.

Anhand der nachstehend ausgewählten Beispiele sollen zudem zusätzliche Besonderheiten der Salzbildung besprochen werden.

27.5.1 Salze der Hauptgruppenelemente aus einatomigen Ionen

Diese Gruppe von Salzen kan n i n sehr vielen Fällen entsprechend der Oktettregel gehandhabt werden . Die an den (häufig verwendeten) Salzen dieser Kategorie beteiligten Elemente finden sich vorzugsweise in den Gruppen I, 11, VI und VII des PSE.

NaCl

Natriumchlorid

KBr

Kaliumbromid

MgCl2

Magnesiumchlorid

Na2S

Natriumsulfid

27.5.2 Salze mit wechselnden Wertigkeiten

In Kap. 25.2 wurde darauf hingewiesen, dass in Verbi ndungen, die aus denselben

Elementen bestehen, unterschiedliche Wertigkeiten auftreten können. Nebengruppenelemente bilden vorzugsweise derartige Salze.

FeCl2

Eisen(II)-chlorid

FeCl3

Eisen (III)-chlorid

27 Salze

59

Hg2Cl2

Quecksilber(I)-chlorid

HgCl2

Quecksilber(II)-chLorid

CU20

Kupfer(I)-oxid

CuO

Kupfer(II)-oxid

27.5.3 Salze mit mehratomigen Ionen

Mehratomige Ionen sind geladene Atomverbände, die mit entgegengesetzt geLadenen Einzelionen oder anderen mehratomigen Ionen Salze bilden kön nen. Auf ihre Bildung wird an dieser Stelle nicht eingegangen.

Wichtige Beispiele sind (siehe auch Kap. 37.3.2):

Tab. 2 7.3: Beispiele für Sa lze mi t mehmomigen Ionen

Formel des mehr-

Name des mehr-

Beispiel für ein

Bemerkung zum
atomlgen Ions
atomlgen Ions
entsprechendes

Salz

(z. B. Trivialname,

Verwendung u. Ä.)

NH,'

Ammonlumlon

NH,Cl

Salmiak

Ammoniumchlorid

(0]'-

Carbonation

N�C�

Soda, Herstellung

Natriumcarbonat
von Glas, Seife,

Waschmitteln u.

Farbstoffen

(r,�'-

DIchromation

K,Cr,O,
ein leuchtend

Kaliumd'ichromat
oranges Salz,

Oxidationsmittel

(siehe Kap. 38.3.6)

OH-

HydroxIdion

NaOH

Die Formel steht

Natriumhydroxid
für das feste Salz
und seine wässrige
lösung (Natron-
lauge).

NO]-

Nitration

KNO]

Chilesalpeter, früher

Kaliumnitrat
zur HersteUung von

Schießpulver, heute
als Mineraldünger

MnO,-

Permanganation

KMnO,
ein ttefvlolettes

Kaliumpermanganat

Salz, dessen wäss·
rige lösung häufig
als Oxidationsmittel
eingesetzt wird

(siehe Kap. 38.3.6)

60

27 Salze

Formel des mehr-

Name des mehr-

Beispiel für ein

Bemerkung zum
atomfgen Ions
atomlgen Ions
entsprechendes

Salz

Salz

(z. B. Trivialname,

Verwendung u. Ä.)

PO.l-

Phosphatfon

( N H, ),PO,
ein weißes Salz,

Ammoniumphosphat
das aus zwei Arten
mehratomiger Ionen
besteht

50.2-

Sulfatfon

CuSO,
ein weißes Salz,

Kupfersulfat
das in Verbindung
mit Flüssigkeit einen
leuchtend blauen

AquakompLex biLdet

(Weitere BeispieLe finden sich in den lehrbüchern der Anorganischen Chemie. )

27. 6 Eigenschaften von Ionenverbindungen

Ionenverbindungen (Salze) haben gemeinsame charakteristische Eigenschaften:

• Salzschmelzen und wässrige Lösungen leiten den elektrischen Strom (vg l.

Kap. 27.2) .

• Die in ihnen enthaLtenen Ionen ordnen sich zu regelmäßigen Kristallstrukturen,
die sowohL mikroskopisch als auch makroskopisch charakteristische Formen für
jedes Salz hervorrufen.

• SalzkristaLle si nd hart und spröde. Ei ne plastische Verformung ist nicht mögLich,
da Verschiebungen im Gitterverband gLeichnamige Ladungen zusammenbringen,
wobei deren wechselseitige Abstoßung ein Auseinanderbrechen des Gitters und
damit des Salzkristalls bewirkt.

• Zum Schmelzen von Salzen si nd hohe Temperaturen erforderLich, z. B. schmilzt

NaCl bei 801 oe.

Die Anziehungskräfte zwischen den Ionen innerhalb des Ionengitters sind sehr
stark. Bei Tem peraturerhöhung schwingen die Ionen zunehmend um ihre Gitterplätze, wobei sie diese erst bei einer ausreichenden und in diesem FaLL sehr hohen Energiezufuhr verlassen können.

In der Schmelze herrschen jedoch im mer noch erhebLiche WechseLwirkungskräfte zwischen den Ionen.

Die recht unterschiedLichen Schmelztemperaturen werden von der Größe und
der Ladung der beteiligten Ionen stark mitbeeinflusst: So zeigen z. B. Oxide

(= Salze mit Sauerstoffanionen 02-) aufgrund der zweifachen Ladung der Sauerstoffanionen besonders hohe Schmelzpunkte.

28 Die Atomlrindung

61

28

Die Atombindung

Neben der Möglich keit, das energetisch günstige Elektronenoktett durch Elektronenübergang und der damit einhergehenden Ausbildung von Ionenbindungen zu erreichen, gibt es die Bindungsbildung durch die "gemeinsame Nutzung" von e- der
an der Bindung beteiligten Atome:

• Diese Bindungen si nd, im Gegensatz zur räumlich nach allen Seiten wirksamen

Ionenbindung, zwischen den beiden an der Bindung beteiligten Atomen lokalisiert, d. h. die Bindungselektronen halten sich vorzugsweise im Raum zwischen den Atomen auf .

• Beide Bindungspartner rech nen sich die Bindu ngselektro nen auf ihr jewei liges

Elektronenoktett an.

• Die Bindungselektro nen sind stets Valenzelektronen (siehe Kap. 26.3).

28. 1 Die Valenzstrichjormel

Um Moleküle mit Atombindungen entsprechend verständlich und einfach darstellen
zu können, entwickelte sich im Lauf der Zeit die Valenzstdchformelschreibweise. Die
resultierenden Formeln heißen Lewis-Formeln.

28. 1 . 1 LEWIS-Formeln der Elemente Wasserstoff, Sauerstoff, Stickstoff
und Fluor

Die Elemente H, N, 0 und die Halogene F, Cl. Br, I liegen im elementaren Zustand als
zweiatomige Moleküle vor (siehe auch Kap. 12.3). Diese Tatsache ist aus dem Erreichen der Edelgaskonfiguration bei der Molekülbildung einfach zu erklären.

• Wasserstoff:

Die Atome besitzen ein Elektron, symbolisiert durch einen Pun kt neben dem Elementsymbol.

Die Elektronen bilden zusammen die Bindung zwischen den beiden Atomen aus,
jedes der H-Atome ni mmt somit Einfluss auf zwei Elektronen und erreicht quasi
die Heliumkonfiguration .

Dargestellt wird ei n solches Elektronenpaar als einfacher Strich, als so genan nter

Valenzstdch.

Zwischen den H-Atomen findet sich eine Einfochbindung.

H · + · H ---> H - H

• Sauerstoff:

Die Atome besitzen sechs Valenzelektronen, d. h. zum Erreichen des Oktetts
mangelt es den Einzelatomen am "Einfluss" auf zwei weitere Elektronen .

. Q . + . Q . ---> Q = Q

62

2 8 Die Atombindung

Jedes O-Atom bri ngt in die Bindung zwei Elektronen ein, die damit von zwei

Elektronenpaaren (vier e-) gebildet wird. Jedes O-Atom erhält so sein Oktett. Die
bei den Valenzstriche symbolisieren eine Doppelbindung.

• Stickstoff:

Mit seinen lediglich fünf Valenzelektronen ist das Erreichen des Oktetts für Stickstoffatome nur möglich, wenn jedes der beiden an der Bindung beteiligten N-Atome drei Elektronen in die gemeinsame Elektronenbilanz einbringt:

I � ' + ' � I � I N = N I

Zwischen Stickstoffatomen befindet sich im elementaren Zustand eine Dreifochbindung.

• Halogene am Beispiel Fluor:

Die Halogenatome sind mit sieben Valenzelektronen nahe am Oktett, d. h. der

Einfluss über ein zusätzliches Elektron reicht zur Bindungsbildung aus.

IE · + EI � IE - EI

•

In den zweiatomigen Molekülen der Halogene finden sich Einfachbi ndungen .

28.1.2 Nicht bindende Elektronenpaare

Valenzelektronenpaare, die an der Bindung nicht beteiligt sind, werden in den Valenzstrichformeln als Striche eingetragen, die sich nicht zwischen den Elementsymbolen befinden.

Solche Elektronenpaare werden auch als freie Elektronenpoore bezeich net.

28.2 Bindungsverhältnisse und PSE am Beispiel
der zweiten Periode

Betrachtungen der Bindungsbildung der Elemente der zweiten Periode des PSE

(Li - Ne) mit anderen Atomen führen uns zu folgenden Erkenntnissen:

• Li und Be verbinden sich mit Nichtmetallen zu Salzen und gehen aus diesem

Grund Ionenbindungen (siehe auch Kap. 26.4) ein.

• Es sei hier erwäh nt, dass B (= Bor) das Elektronenoktett über Atombi ndungen
und nur durch besondere Wechselwirkungen mit sei nen drei Bindungspartnern
erreicht.

• C nimmt eine Mchtige Sonderstellung ein:

Das Element C besitzt vier Valenzelektronen. Es benötigt dementsprechend zur

Ausbildung des nhöheren" Oktetts die Beteiligung an vier weiteren Elektronen .

(Die theoretische nVierfachbi ndung" zu einem anderen Kohlenstoffatom ist aus

Gründen der räumlichen Anordnung von Atombindungen nicht möglich. Die Abgabe bzw. Aufnahme von vier Elektronen ist energetisch ungünstig.)

28 Die Atomlrindung

63

Für ( gilt dementsprechend:

Kohlenstoffatome bilden vier Atombindungen aus (Ausnahmen: Kohlenstoffmonoxid siehe auch Kap. 28.3, Graphit siehe Kap. 29.3).

Diese vier Atombindungen unterhält ein (-Atom zu

- vier Partnern in der Form von vier Einfachbindungen,

- drei Partnern mit einer Doppel- und zwei Einfachbindungen,

- zwei Partnern mit einer Oreifach- und einer Einfachbindung (Ausnahme Koh-
lenstoffdioxid) .

(Beispiele siehe Kap. 28.3)

• N, 0, F gehen mit den Atomen des eigenen Elements und auch anderer Elemente

Atombindungen (N drei, 0 zwei, F eine) ein.

• Ne ist ei n Edelgas und völlig reaktionsträge.

28.3 Beispiele

1. Wasserstoff
bildet eine Atombindung:

H - g l

ChLorwasser.;toff,
in wässriger Lösung = Salzsäure

2. Bor
bildet drei Atombindungen:

I F- B - FI

-

-

I

1l.1

BortrifLuorid

3. Kohlenstoff
bildet vier Atombindungen:

H I

H - ( - H

H - ( = ( - H

I H

Methan

Ethen

Ethin

� = ( = g:

KohLenstoffdioxid
wichtige Ausnahme:

1 ( = 01

KohLenstoffmonoxid

Außer zu H und 0 kann ( auch zu anderen Elementen Bindungen ausbi lden.

64

28 Die Atnmbindung

4. Stickstoff
bildet häufig drei Atombindungen:

H - N - H

I H

Ammoniak

Da das N-Atom über fünf Valenzelektronen verfügt, gibt es auch Verbindungen
des Stickstoffs, in denen mehr als drei Bindungen in den Molekülen auftreten.

5. Sauerstoff
bildet häufig zwei Atombindungen:

H - Q - H

Wasser

Hier gilt wie bei N, dass aufgrund der Anzahl der Valenzelektronen auch mehr als
zwei Bindungen möglich sind.

Jedoch tritt 0 gerade in den organischen Verbindungen fast ausschließlich zweibindig auf.

6. Ruor
bildet eine Atombindung:

H - EI

Ruorwasserstoff

7. Schwefel
bildet oft zwei Atombindungen aus

H - � - H
elementarer Schwefel

Schwefelwasserstoff
bei Temperaturen unter

160'(

S bildet elementar S8-Ringe, in denen jedes S-Atom mit zwei anderen S-Atomen
verknüpft ist.

In den vielen Verbindungen, die der Schwefel einzugehen vermag, unterhalten
die Atome bis zu sechs Atombindungen.

28. 4 Zusammenfassung

• Atombindungen entstehen durch gemeinsame Beteiligung zweier Atome an einem bzw. bis zu drei Elektronenpaaren .

• Die bindenden Elektronen paare halten sich bevorzugt im Raum zwischen den

Bindungspartnern auf, man bezeichnet Atombindungen deswegen auch als Elektronenpaarbindungen.

29 Diamant und Graphit - Modifikationen des Kohlenstoffs

65

• Die entstehenden Tei lchen si nd in der Regel elektrisch neutrale Moleküle von definierter Geometrie, in denen die Einzelatome fest aneinander gebunden sind.

• Zwischen zwei Atomen sind bis zu drei Atombindungen möglich;

Es gibt Einjach-, Doppel·und Dreifachbindungen .

• In den bisherigen Betrachtungen über Atombindungen wurde nicht auf die geometrischen Aspekte innerhalb der Bindungsgefüge eingegangen (siehe Kap. 31
und 32).

29

Diamant und Graphit -

Modifikationen des Kohlenstoffs

29. 1 Atomgitter

Atombindungen halten nicht nur die Atome räumlich begrenzter Moleküle zusammen; auch in Zusammensch lüssen unvorstellbar großer Zahlen von Atomen sind mitunter Atombindungen wirksam.

Dabei entstehen regelmäßige Gitterverbände, die als Atomgitter bezeichnet werden.

Klassische Beispiele für Atomgitter sind die beiden Varianten, in denen das Element Kohlenstoff vorliegen kann.

29.2 Modifikationen eines Elementes

Diamant und Graphit bestehen ausschließlich aus Kohlenstoffatomen, obwohl sich
die beiden Stoffe in ihren Eigenschaften extrem unterscheiden .

Die verschiedenen Erscheinungsformen ein- u n d desselben Elementes bezeichnet man als Modifikationen.

Auch bei anderen Elementen finden sich unterschiedliche Modifikationen:

• Das Element P ist in den Varia nten roter Phosphor (ungiftig und chemisch harmlos) und weißer Phosphor (sehr giftig und außerordentlich reaktiv) zu finden.

• Bei m Element S unterscheidet man den rhombischen vom monoklinen Schwefel.

Die Modifikationen unterscheiden sich z. B. in der Form ihrer Kristalle.

29.3 Diamant und Graphit im Vergleich

Die gravierenden Unterschiede in den Eigenschaften der beiden Kohlenstoffmodifikationen beruhen auf der unterschiedlichen Anordnung der (-Atome in den beiden Atomgittern .

66

30 Die Elektronegativität

Tab. 29.1: Gegenüberstellung der Eigenschaften von Diamant und Graphit

Eigensdtaft

Diamant

Graphit
atomarer Aufbau
jedes (-Atom
jedes (-Atom besitzt drei Einfachbindungen
unterh ä lt vier Ei n -
zu anderen (-Atomen; s i e sindjeweils in
fachbindungen zu
die Ecken eines gleldtseltfgen Dreiecks
anderen (-Atomen;
gerichtet. Die (-Atome ordnen sich i n
die Bindungen wei-
zweldfmenslonalen Schichten an. Die
sen in die Ecken

Gesamtheit der Elektronen, die nicht
eines regelmäßigen
an den Atombindungen beteiligt sind

Tetraeders. Der

(4. Valenzelektron !), bildet ein .Elektronen-

Atomverband ist
gas' zwischen den Schichten.

dreidimensional
vernetzt.

Aussehen
farblos, durch-
schwarz, glänzend
sichtig, stark licht-
brechend

Härte
sehr hart
sehr weich

Spaltbarkeit
schwer spaltbar
leicht entlang der Schichten spaltbar
elektrische
keine
gut, aufgrund des .Elektronengases·

Leitfähigkeit
zwischen den Schichten

Dichte

3,Sg/cm3

2,3 g/cm3

Schmelz-
schmilzt nicht,
ca. 3700 O(
temperatur
wandelt sich in

Graphit um

Verwendung

Bohr-, Schleif- oder

Herstellung von Elektroden, Schmelzgefaßen,

Schneidewerkzeug,

Bleistiftminen, als Schmiermittel

Schmuck

Die Lehrbücher der Anorganischen (hemie bieten Abbildungen der Diamant- und Graphitgitterstruktur.

30

Die Elektronegativität

Üben in nerhalb einer Elektronenpaarbindung beide Bindungspartner einen gleich
starken Einfluss auf die Bindungselektronen aus, so werden diese bevorzugt in der

Mitte des Abstands zwischen den beiden Atomkernen anzutreffen sein. Dies ist
stets der Fall, wenn die Bindungspartner demselben Element angehören.

Sind jedoch Atome unterschiedlicher Elemente zu Molekülen verknüpft, so ist
der Aufenthalt der bindenden Elektronen paare in der Bindungsmitte der Ausnahmefall, da die Atome eines jeden Elementes eine individuelle Anziehungskraft auf die Bindungselektronen ausüben.

30 Die Elektronegativität

67

Die i ndividuelle Anziehungskraft der Atome ei nes Elementes auf die Bindungselektronen ei ner (Atom-)Bindung heißt Elektronegativität = EN.

Die Werte für die Elektronegativitäten der einzelnen Elemente sind Vergleichszahlen
ohne Benennung.

Sie wurden von dem Chemi ker L. Pauling festgeschrieben (siehe Tab. 30.1):

• Ein hoher EN-Wert verweist auf ei n starkes Bestreben des entsprechenden Elements, die Bindungselektronen auf seine Seite der Bindung zu verlagern.

• Ei n niedriger EN-Wert für ei n Element drückt aus, dass dieses die Bindungselektronen in der Relation nur wenig beansprucht.

• Der Differenzbetrag der EN-Werte = MN der an ei ner Bindung beteiligten Atomsorten gibt Aufsch luss über die so genannte Bindungspolarität. d. h. es wird ersichtlich, in welchem Ausmaß die Bindungselektronen von der Bindungsmitte zum Atom mit der höheren EN hin verschoben sind.

30. 1 Elektronegativitäten und PSE

Tab. 30.1: Die Elektronegattvltiten für die Hauptgruppenelemente nach Pauling

I

U

III

VI

VU

VIII

H

He

2,20

-

Li

Be

B

C

N

0

F

Ne

0,79

1,47

2,01

2,50

3,07

3,50

4,10

-

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

1,01

1,23

1,47

1,74

2,06

2,44

2,83

-

K

Ca

Ga

Ge

As

Se

Br

Kr

0,91

1 ,04

1,82

2,02

2,20

2,48

2,74

-

Rb

Sr

In

Sn

Sb

Te

I

Xe

0,89

0,99

1,49

1,72

1,82

2,01

2,21

-

Cs

Ba

Tl

Pb

Bi

Po

At

Rn

0,86

0,97

1,44

1,55

1,67

1,76

1,96

-

Fr

Ra

0,86

0,97

68

30 Die Elektronegativität

30.2 Elektronegativität und Reaktivität

Mit Hilfe der Tabelle 30.1 können mit etwas Übung Eigenschaften der Elemente des

PSE interpretiert und Prognosen über das Reaktionsverhalten gestellt werden:

• Die niedrigen EN -Werte in der Gruppe der Alkalimetalle (Ausnahme H) weisen auf
das bereits bekannte Bestreben dieser ELemente hin, zur Erlangung des Oktetts
in einer Verbindung das einzige Valenzelektron abzugeben (vgl. Kap. 26.4).

Die in der Gruppe nach unten abnehmende Tendenz der EN-Werte (Cs und Fr haben die geringsten Werte im PSE) verdeutlicht, dass durch die steigende ZahL der Elektronenschalen, durch die die VaLenzeLektronen vom positiv geladenen Kern
und seiner Anziehungskraft abgeschirmt werden, die Elektronenabgabe erleichtert wird.

-> In dieser ELementgru ppe werden Ionenverbindungen mit anderen Elementen

(vorzugsweise Nichtmetallen) gebildet (Ausnahme H).

Als FaustregeL gilt:

Ist die Differenz der EN-Werte öEN zweier Elemente größer als 1,5, so gehen
deren Atome Ionenbindungen miteinander ein.

• In der Gruppe der Halogene finden sich die höchsten EN-Werte des PSE, d. h. das

Bestreben, Elektronen an sich zu ziehen, ist bei diesen Elementen besonders
stark ausgeprägt.

F besitzt die höchste EN von allen Elementen. Das ist dem Umstand zuzuschreiben, dass die sieben VaLenzeLektronen beim F kaum vom positiven Kern abgeschirmt sind und damit das Bestreben, mit einem weiteren ELektron das Oktett aufzufülLen, uneingeschränkt zur Wirkung kom mt.

Mit der Zunahme der Elektronenschalen i nnerhalb der Gruppe erhöht sich die Abschirmung des Kerns und die EN sin kt.

Die HaLogene bilden, abhängig von öEN, sowohl Ionenbindungen als auch Atombindungen zu den Atomen anderer Elemente aus.

• In der Gruppe der Edelgase finden sich keine Ei ntragungen, da diese Elemente
aufgrund ihrer Edelgaskonfiguration (siehe auch Kap. 26) nur unter extremen

Bedi ngungen Verbi ndungen eingehen.

• Für alle anderen Elementgruppen gilt:

Die Werte für die EN nehmen aufgrund der Abschirmung des Atomkernes nach unten ab.

Ausschlaggebend für die Bindungspolarität (siehe auch folgendes Kap. 31) ist
der jeweilige Wert von öEN.

• Innerhalb einer Periode liegt der EN-Wert umso höher, je mehr Valenzelektronen
die äußerste Schale trägt, d. h. der nElektronen hunger" steigt mit der Annäherung der Elektronenkonfiguration an das energetisch günstige Oktett.

• Ausnahme Wasserstoff:

Da H bereits mit dem Einfluss auf zwei Elektronen die Heliumkonjiguration erlangt, ist seine EN für seinen Platz in der ersten Gruppe untypisch und als SonderfaLL ei nzustufen.

31 Die polare Atombindung

69

3 1

Die polare Atombindung

Bei Atombindungen zwischen Atomen verschiedener Elemente ist die Verteilung der

Elektronen in aller Regel wegen der unterschiedlichen EN der Bindungspartner
nicht symmetrisch.

So halten sich die Bindungselektronen vorzugsweise im Bereich des Atoms mit
der größeren EN auf. Dadurch entstehen innerhalb der Bindung getrennte Ladungsschwerpunkte, d. h . es bildet sich ein positiver und ein negativer Pol W und 0-) aus.

Die auftretenden Ladungen sind positive und negative Teilladungen.

Nach außen sind Moleküle mit polaren Atombindungen elektrisch neutral. Sie besitzen allerdings häufig Oipoleigenschajten und können dan n z. B. durch ein von außen wirksames elektrisches Feld beeinflusst werden .

3 1 . 1 Die Bindung im Chlorwasserstoff molekül

Teilladungen

A
positiv
ö+
ö-
negativ

H -- g l

EN (H) - 2,20

EN (CL) - 2,83

AEN - 0,63

Die Bindungselektronen der Atombindung zwischen H und Cl halten
sich im Mittel deutlich häufiger im Bereich des Chloratoms auf!

Das Chlorwasserstoffmolekül ist damit ein Dipol!

3 1 .2 Die Bindungen im Wassermolekül

EN (0) - 3,50
o

EN (H) - 2,20

DipoL

AEN - 1,30

Die Bindungen im Wasserstoffmolekül sind aufgrund
des großen Elektronegativitätsunterschieds der Bindungspartner
stark polar. Das Wasserstoffmolekül ist ein Dipol,
da die drei Atome winkelförmig angeordnet si nd.

70

32 Der räumliche Bau von Molekülen

31.3 Die Bindungen im Ammoniakmolekül
l)-

EN (N) - 3,07

N
l). W//l "--- H l).

EN (H) - 2,20

H
l).

0 DipoL

Ll EN - 0,87

�

Da die vier Atome mit ihren drei polaren Bindungen eine dreiseitige Pyramide bilden,
besitzt auch das Ammoniakmolekül Dipoleigenschaften.

3 1 . " Moleküle mit polaren Bindungen
ohne Dipoleigenschajten

Heben sich in einem Molekül die Dipolmomente der einzelnen polaren Bindungen
durch die Geometrie des Gesamtmoleküls auf, so kann "nach außen" keine Dipoleigenschaft festgestellt werden, z. B. CO2 und CH4 (siehe Kap. 32) .

32

Der räumliche Bau von Molekülen

Die LEWIS-Formeln zeigen die bindenden und nicht bindenden Elektronen paare in
den Molekülen mit Atombindungen an, geben jedoch zunächst kei nen Aufsch luss
über die räumliche Anordnung der Atome im Molekül.

Im Kap. 31 wurde diese in den Beispielen vorgegeben, um die Dipoleigenschaften erklären zu können .

Anschaulich und erklärbar wird die räumliche Struktur von Molekülen an hand des

Elektronenpaarabstoßungs-Modells. Hier werden die Valenzelektronenpaare als jeweils räumlich gerichtete Elektronenwolken betrachtet.

32. 1 Regeln zur Ermittlung des Molekülbaus

• Bi ndende und nichtbi ndende (= freie) Elektronen paare der Lewis-Formel
m üssen Berücksichtigung fi nden.

• Die Elektronen paare stoßen sich aufgrund i h rer gleichnamigen, negativen

Ladung ab und ordnen sich dementsprechend, unter Einhaltung des größtmöglichen Abstands voneinander, geometrisch an.

• Freie Elektronen paare beanspruchen mehr Platz als bindende Elektronenpaare.

• Doppel- und Dreifachbindungen können geometrisch (näherungsweise)

eingestuft werden wie Einfachbi ndungen.

32 Oe • • äumliche Bau von Molekülen

71

32.2 Molekülbeispiele mit vier Elektronenpaaren

Vier von einem Atom ausgehende Elektronenwolken richten sich häufig in die Ecken
eines Tetraeders aus, da so der maximale Abstand gleicher Ladungen gewährleistet
ist.

Methan

Ammoniak

Wasser

Chlorwasserstoff

Kohlenstoff-
dioxid

H I

H- C-H H-N-H H-Q-H H-QI :P = C = g:

I H

I H
lewis-FormeLn

Durch die beiden

Doppelbindungen
ist ein besonderes

Bindungsgefüge
gegeben

Oe. Bindungswinkel

Oe. Bindungswink.1

Oer Bindungswink.1

HeH beträgt 109.S' HNH beträgt 107'.

HOH beträgt 104'.

e ideale.

Er ist k1ein.r als d.r

Er ist kleiner als

Telraed.rwinkel

Telraed.rwink.l
d.r Tetraed.rwink.l
tetraedrlsch
pyramidal
gewinkelt
linear
linear

Molekül als

Molekül polar,

Molekül polar,

Molekül polar,

Molekül

Ganzes unpolar,
negativer Pol
negativer Pol
negativer Pol
unpolar, Dipoldie Dipolmomente bei Stickstoff
bei Sauerstoff
bei Chlor
momente
der vier Einfachder polaren
bindungen heben

Dopplebindungen
sich durch die
heben sich auf.

regelmäßige

Geometrie auf.

Abb 32. t: Beispiele für die riumliche Aus chtung bei Molekülen mit vier Elektronenpaaren

72

33 Wechselwirkungen zwischen Stoffteilchen

32.3 Übersicht über geometrische Formen in Molekülen

Die Formenvielfalt i n der Molekülgeometrie ist beachtlich, da zwischen zwei und
acht Elektronen paare der Valenzschale eines entsprechenden zentralen Atoms einen Einfluss auf die räumliche Struktur eines Moleküls ausüben. Da die resultierenden Verbindungen zum Teil ausgesprochen exotisch sind und in der gängigen Chemie eher selten eingesetzt werden, sollen hier nur Stichworte gegeben werden .

Tab. 32.1: Molekülstruktur bezogen auf die Zahl der Valenzelektronen
des zentralen Atoms im Molekül

Gesamtanzahl der bindenden bzw.

Möglich keiten der geometrischen
nicht bindenden Elektronen paare

Molekülstruktur

2

Linear

3
trigonaL-pLanar, gewinkeLt

4
tetraedrisch, trigonaL-pyramidal.

gewin keLt, Linear

5
trigonaL-bi pyramidaL, T-förmig, Linear

6
oktaedrisch, quadratisch-pyramidaL,
quadratisch-pLanar

8
quadratisch-anti prismatisch

Eine Vielzahl von Beispielen und Abbildungen bieten die Lehrbücher der Anorganischen Chemie!

33

Wechselwirkungen zwischen Stoffteilchen

Zwischen den Stoffteilchen der Materie (= Ionen, Atome, Moleküle) bestehen meist
mehr oder weniger starke Beeinflussungen und Anziehungskräfte:

• In Kap. 27.3.1 wurden die Anziehungskräfte zwischen Ionen in Salzen behandelt.

• Atome verbi nden sich zu klei neren oder größeren Verbänden (Moleküle, Atomgitter) (siehe auch Kap. 28).

• Zum Sch melzen, zum Verdampfen und zur Sublimation von Stoffen (vgl. Kap. 2)

m uss Energie aufgewendet werden, die zur Überwindung der zwischen den Teilchen wirksamen Kräfte erforderlich ist.

(Smp., Fp. -Schmelzpunkt, Festpunkt; Sdp., Kp. - Siedepunkt, Kochpunkt)

Je höher diese stoffspezifischen Temperaturwerte liegen, desto fester ist der Zusammenhalt bzw. stärker ist die Wechselwirkung zwischen den Stoffteilchen.

• Bei den gasförmigen Elementen (atomar: Edelgase - sowie molekular: Wasserstoff, Stickstoff, Sauerstoff, Fluor, Chlor) ist die gegenseitige Beeinflussung der Teilchen gering:

Die Edelgasatome besitzen i h re stabile Elektronenkonfiguration der Valenzschale. Die übrigen gasförmigen Elemente bestehen aus unpolaren, relativ stabilen zweiatomigen Molekülen.

33 Wechselwirkungen zwischen Stoffteilchen

73

Neben den "echten" Bindungen, wie wir sie mit der Ionenbindung und der Atombindung kennen gelernt haben, gibt es also eine Reihe von Kräften zwischen den Tei lchen, die am treffendsten mit dem Begriff Wechselwirkungen überschrieben
werden kön nen. Dabei wird deutlich, wie sich Stoffteilchen gegenseitig beeinflussen, jedoch wirken sich diese Kräfte nicht auf die Verknüpfung der Atome innerhalb von Molekülen aus.

33. 1 Van-der- Waals-Kräfte

Diese Kräfte wirken zwischen unpolaren Molekülen (oder auch den Edelgasatomen) und
sind sehr schwach. Bei einer entsprechend großen Zahl von Molekülen stellen sie jedoch in der Summe eine wichtige Form der zwischenmolekularen Wechselwirkung dar.

Besondere Bedeutung kommt den Van-der-Waals-Kräften in der Organischen

Chemie zu (s. a. Kap. 39.6), die ganze Stofffamilien unpolarer Moleküle erschließt.

Die Anziehungskräfte zwischen unpolaren Molekülen, wie z. B. den Methanmolekülen (s. Kap. 32.2) oder den Halogenmolekülen F2, Cl2, Br2' 12 erklärt man durch ei ne zeitlich nicht immer symmetrische Verteilung der Elektronen innerhalb des

Moleküls. So entstehen für sehr kurze Zeit schwache Dipole, so genan nte spontane

Dipole, die auf die Elektronen benachbarter Teilchen Anziehungs- bzw. Abstoßungs·
kräfte ausüben und diese dadurch ebenfalls polarisieren. Diese Teilchen sind dann
induzierte Dipole. Aus den gegensätzlichen Teilladungen der spontanen und induzierten Dipole resultieren die schwachen, elektrostatischen Van-der-Waals-Kräfte.

Die Van-der-Waals-Kräfte (abgekürzt: VdW-Kräfte) sind abhängig von der Moleküloberfläche, sie nehmen mit steigender Oberfläche zu!

33.1.1 Van-der-Waals-Kriijte am Beispiel der Halogene

Betrachtet man die Elemente in der Gruppe der Halogene, so stellt man fest, dass F
und Cl gasförmig, Br flüssig und I fest (bei Zimmertemperatur) vorliegen.

Dies lässt sich mit Hilfe der oberflächenwirksamen Van-der-Waals-Kräfte begründen :

1. Die Molekülgröße nimmt mit der Ordnungszahl zu, da die Elektronenhüllen der

Einzelatome größer werden .

2. Die elektrostatischen Van-der-Waals-Kräfte können zunehmend stärker wirksam
werden.

3. Die Eigenbewegung der Moleküle wird zunehmend eingeschränkt. der Zusammen halt wird stärker.

4. Aus diesem Grund ist elementares Brom flüssig, der trotz allem wirksame, unpolare Charakter der Brom moleküle zeigt sich jedoch in der starken Neigung des Broms zum Verdampfen .

Iod ist ein Feststoff, in dem die lodmoleküle ein regelmäßiges Molekülgitter ausbilden (in dem die Teilchen jedoch wesentlich weniger fest zusammenhalten, als in einem Atom- bzw. Ionengitter) . Allerdings zeigt sich auch bei Iod, dass die

Moleküle prinzipiell unpolar und die Van-der-Waals-Kräfte schwach sind, da es
sublimierbar ist, d. h. die Moleküle gehen verhältnismäßig leicht aus dem Gitterverband in die Gasphase über.

74

33 Wechselwirkungen zwischen Stoffteilchen

In diesem Zusammenhang erscheint der Hinweis nützLich, dass die Eigenbewegung
der TeiLchen eines Stoffes in der ReihenfoLge der Aggregatzustände
gasförmig ---> flüssig ---> fest
abnimmt, der Zusammenhalt und die gegenseitige Beeinflussung dagegen zunimmt.

33.2 Wasserstoffbrückenbindungen

VergLeicht man die Siedepunkte der Wasserstoffverbindungen einiger ELementgruppen, so fallen Beispiele mit bemerkenswert erhöhten Siedepun kten auf: Dies sind NH3, H20 und HF (Fluorwasserstoff) in den Hauptgruppen V, VI und VII.

Zwischen den MoLekülen dieser Verbindungen bestehen offensichtlich besonders
starke Wechselwirkungen, die foLgendermaßen zu interpretieren sind:

1 . Die .1EN-Werte (s. Kap. 30) der Bindungen zwischen H·Atomen und den Atomen
von N, 0 bzw. F sind sehr groß.

2. Die Moleküle besitzen dementsprechend ausgeprägte Dipoleigenschaften.

3. An den "Molekülendenu, an denen die H-Atome lokalisiert sind, findet sich eine
starke positive TeiLladung �., der am GegenpoL eine entsprechende negative TeiL

Ladung �- gegenübersteht.

4. Die Molekülpole ziehen jeweils die gegensätzLich geLadenen PoLe von Nachbar-
malekülen an.

5. Es entsteht ein intensiver Zusammenhalt zwischen den Molekülen.

Diese starke Wechselwirkung zwischen benachbarten MoLekülen heißt Wasserstoff-
brückenbindung

�-

�.

ö-
ö.

/ 0 - H """1111111/0

H

-

/

/
ö· H
ö· H

Wasserstoffbrückenbindung

33.3 Dipol-Dipol- Wechselwirkungen

Zwischen den polaren Molekülen von Verbindungen, wie z. B. der Halogenwasserstoffe H F, Hel, HBr (Bromwasserstoff) und HI (Iodwasserstoff), die aufgrund ihrer Molekülgeometrie so genan nte permanente Dipole darstelLen, bestehen anziehende

Wechselwirkungen, die als Dipol-DipoL-Wechselwirkungen bezeich net werden .

Die Intensität der Dipol-Dipol-WechseLwirkungen wird von mehreren Faktoren
beei nfLusst:

1. .1EN (s. Kap. 30) der Atombindungen drückt die innerhalb eines Moleküls vorhandene Polarität quantitativ aus und vermitteLt ein relatives Maß für die Stärke der Dipoleigenschaften.

2. Zusätzlich machen sich zwischen den MoLekülen u. U . auch andere Wechselwirkungen bemerkbar, d. h. eine isolierte Betrachtung ist oft gar nicht möglich .

33 Wechselwirkungen zwischen Stoffteilchen

75

Die DipoL-DipoL-WechseLwirkungen sind relativ schwache zwischenmolekulare Kräfte,
diejedoch aufdie Siede- und Schmelzpunkte der Verbindungen Auswirkungen besitzen oder auch, vor aLLem bei MakromoLekülen organischer Verbindungen (z. B. bei Eiweißstoffen), ei nen Einfiuss auf die räumliche Anordnung von MoLeküLabschnitten ausüben.

33.4 Lösungsvorgänge und Lösungsmittel

PrinzipieLL gilt die ei nfache GrundregeL:

Ähnliches Löst sich in Ähnlichem !

33.4.1 Wasser als Lösungsmittel jlJr Salze

Salze oder auch Stoffe, deren MoLeküle poLare Eigenschaften besitzen, Lösen sich in
der RegeL in "poLarenu LösungsmitteLn, wie z. B. i m Wasser (s. Kap. 31.2).

Löst sich z. B. ein farbLoses Salz in Wasser, so ist nach dem Lösungsvorgang der

Feststoff nicht mehr zu sehen, die Flüssigkeit scheint ihn voLlständig aufgenommen zu haben. Prüft man die Eigenschaften der entstandenen wässrigen Lösungen, so fällt auf:

• U . U. hat sich die Temperatur der Flüssigkeit erhöht oder erniedrigt, da auch Lösungsvorgänge mit Energieumsätzen verbunden sind.

• Die Dichte und die Lichtbrechenden Eigenschaften haben sich verändert.

• Siedepunkte Liegen höher (Siedepunktserhähung) und Gefrierpun kte niedriger

(Gefrierpunktserniedrigung) als beim rei nen Lösungsmittel.

Diese Veränderungen der Eigenschaften beider am Lösungsvorgang beteiLigten

Stoffe lässt auf weitere Formen der WechseLwirkung zwischen Teilchen schLießen .

Hier ist e s die Wechselwirkung zwischen Wassermolekülen und Ionen, m i t der das

Lösungsvermögen des Wassers stellvertretend einer genaueren Betrachtung unterzogen werden soLL:

Kation im Ionengitter eines Salzes, kleiner

Anion,

Ionenradius aufgrund positiver Ladung

Anion, aus dem Gitter
großer
herausgelöst

Ionenradius
aufgrund

Ladung
i- . .

negativer

Wasserdl'p?l, mIt

_
dem posItiven Pol

�
zum Anion gerichtet

= -

°O�
e

Wasserdipol, mit

Kation, aus dem -_ <:::::'Gio-- dem negativen Pol

Gitter herausgelöst

00<::::'

zum Kation gerichtet

Abb. 33.1: Hydratation von Ionen beim Lösen eines SalzkristaUs

76

33 Wechselwirkungen zwischen Stoffteilchen

Die durch die Wirkung von polaren Wassermolekülen aus der Oberfläche des Ionengitters herausgedrängten Kationen und Anionen werden sofort vollständig mit Wassermolekülen umgeben, wobei sich die jeweils entgegengesetzten Ladungen
bzw. Teilladungen annähern.

Die Wassermoleküle bilden um jedes Ion eine Hydrathülle. Der Vorgang dieser

Umhüllung heißt Hydratation.

Beim lösungsvorgang in Wasser gehen die Ionen entsprechend der Löslichkeit

(siehe auch Kap. 33.4.3) eines Salzes aus dem Verband des Ionengitters in einzelne, hydratisierte Ionen über.

Der lösungsvorgang ist mit Energieumsätzen verbunden . Der Energiebetrag, der
zur Auflösung des Gitterverbandes eines Salzes aufgebracht werden muss, heißt Gitterenthalpie, der Energiegewin n bei der Hydratation ist die Hydrotationsenthalpie.

Die Differenz aus beiden Größen ist die Lösungsenthalpie, welche das lösungsverhalten insgesamt mitbestimmt und die am Anfang erwähnten Tem peraturänderungen verursacht.

33.4.2 Unpolare Lösungsmittel
lösungsmittel, deren Moleküle keine Teilladungen besitzen oder in deren Molekülen sich die Dipoleigenschaften einzelner Atombindungen durch die Molekülgeometrie aufheben (siehe Kap. 32.2), werden als "unpolare" lösungsmittel bezeichnet.

Beispiele:

lai

H

H

H

H

H

H

I (

I

I

I

I

I

I

Ig/i�gl

H- ( - (- (- (- (- (- H

I

I

I

I

I

I

Igl

H H H H H H

TetrachLormethan oder
n-Hexan

TetrachLorkohLenstoff,
ist ein organisches,
das MoLeküL ist

Lang gestrecktes MoLeküL ohne
insgesamt unpolar
polare Eigenschaften

Nach der Grundregel "Ähnliches löst sich in Ähnlichem" lösen sich Stoffe mit weitgehend unpolaren Molekülen, wie z. B. die Fette, in lösungsmitteln wie Benzin, dessen Hexanmoleküle ebenfalls unpolar sind ( Prinzip des "Fleckenwassers").

Unpolare lösungsmittel wie Tetrachlormethan vermögen Salze oder polare Stoffe
nicht zu lösen !

33.4.3 Zusammenfassung und FachausdrDcke

• Polare und unpolare Stoffe lösen sich nicht ineinander (Man orientiere sich an
den Fettaugen auf der wässrigen Suppe!).

• Die Stoffmenge, die ei n besti m mtes lösungsmittel aufneh men kann, ist von

Stoff zu Stoff unterschiedlich - es gibt schwerlösliche und leichtlösliche Stoffe.

34 Massenanteil und Volumenanteil

77

• Salze si nd in Wasser oder auch anderen lösungsmitteln mengen mäßig unterschiedlich gut löslich . Die so genan nte Löslichkeit l eines Stoffes gibt an, wieviel Gramm eines Stoffes in einer lösungsmittelportion der Masse 100 g bei einer bestimmten Temperatur gelöst werden können.

Die Einheit ist g/100 g.

Beispiel:

l (Rohrzucker in Wasser)

=

203,9 g/100 g
l (Gips in Wasser)

0,2 g/100 g

• Ei ne tiefergehende quantitative Erfassu ngs- und Einschätzungsmöglichkeit bietet das so genannte Löslichkeitsprodukt.

(Weitere Ausführungen zum Löslichkeibprodukt sind den Lehrbüchern der Anorganischen Chemie zu ent·
nehmen!)

• Man unterscheidet ungesättigte und gesättigte lösungen : Erstere vermögen weitere Portionen des zu lösenden Stoffes (bis zum Erreichen der löslichkeit) ohne Rückstand aufzunehmen, in letzteren setzt sich die zusätzliche Substanz als

Bodenkörper im Gefäß ab.

• Erfolgt kei n gesonderter Hinweis auf das lösungsmittel, so kann von einer wässrigen Lösung ausgegangenen werden.

• Mitunter ist es erforderlich, in den Reaktionsgleichungen Hinweise auf die Ag·
gregatzustände der Reaktionspartner oder auf die Hydrathüllen der in einer
lösung vorhandenen Ionen unterzubringen .

Beispiele:

NaCl (s)

--->

Na· (aq)

+ Cl- (aq)

Festes NaCl (Natriumchlorid) geht in Lösung und es entstehen hydratisierte

Ionen Na· (aq) und Cl- (aq).

CUS04

--->

Cu2• (aq) + SOl- (aq)

Festes CUS04 (Kupfersulfat) geht in lösung und es entstehen hydratisierte Ionen .

• Mehratomige Ionen wie das Sulfation S042- bleiben in Lösung als Verband erhalten!

34

Massenanteil und Volumenanteil

Gerade bei der chemischen laborarbeit ist es oft vonnöten, lösungen herzustellen,
die einen bestim mten Gehalt an einem gelösten Stoff aufweisen.

Der Massenantei/ w einer lösung ist der Quotient aus der Masse m(X) des gelösten Stoffes X in g und der Masse der Lösung m(Ls) in g.

m (X)

w = --
m(Ls )

Der Massenanteil wird in Prozent Ofo angegeben :

Eine 5 %ige Kochsalzlösung enthält somit 5 g Natriumchlorid in 100 g lösung.

Bei gelösten Flüssigkeiten wird der Volumenanteil q> zur Angabe des Gehaltes der

Lösung verwendet.

Der Volumenanteil q> ist der Quotient aus dem Volumen V(X) der gelösten flüssigkeit X und dem Volumen der Lösung V(Ls), jeweils in ml.

V(X)

q> = V(Ls)

78

35 Die Stoffmengenkonzentration

Auch der Volumenanteil wird in der Regel in "10 ausgedrückt:

Eine Lösung mit einem Volumenanteil von 35 "10 wird hergestellt, indem 35 ml einer Rüssigkeit mit dem Lösungsmittel (möglichst im Eichgefaß) auf 100 ml aufgefüllt werden.

35

Die Stoffmengenkonzentration

Diese quantitative Größe ist für stöchiometrische Berechnungen mit Lösungen sehr
wichtig und wird entsprechend in den nachfolgenden Kapiteln häufig gebraucht werden. Sie gibt Auskunft über die Stoffmenge eines gelösten Stoffes (=n(X) in mol, vgl.

Kap. 21) in ei nem bestimmten Lösungsvolumen (=V(Ls) in l) bei Raumtemperatur.

Die Ein heit für die Stoffmengen konzentration c(X) ist
n (X)

c(X) = V(Ls)

Die Konzentrationsangabe bezieht sich auf das Volumen der Lösung = V(Ls) und
nicht auf das Volumen des Lösungsmittels!

Stellt man z. B. eine Lösung der (Stoffmengen-)Konzentration c(X) = 1 moVl her,
so wird 1 mol des Stoffes X in ein Ein liter-Eichgefäß eingebracht und sodann mit
dem Lösungsmittel genau bis zur Einlitermarke aufgefüllt.

Beispiel:

Ei ne Natriumhydroxid-Lösung (= Natronlauge) der Stoffmengenkonzentration
c(NaOH) = 0,5 moljl enthält:

V (NaOH)

n (NaOH)

m (NaOH)

Einwaage ermittelt aus
m - n · M
in 1,0 I Lösung

0,5 mol

20 g
in 0,5 1 Lösung

0,25 mol

10 g
in 2 1 Lösung

1
mol

40 g

Allgemein:

Der Quotient aus Stoffmenge n(X) und V(Ls) ergibt stets denselben Wert und entspricht dem Wert der Stoffmengenkonzentration .

36

Das Aufspalten von Atombindungen

Um wichtige Reaktionstypen der Organischen wie auch der Anorganischen Chemie
verstehen zu können, ist das Wissen um die Möglich keiten ei ner Aufspaltung von

Molekülen mit Atombindungen von Bedeutung .

Da Atombindungen von einem oder mehreren Elektronenpaaren gebildet werden,
kommt es bei einer Spaltung darauf an, ob die Elektronen gleichmößig oder unsymmetrisch auf die bisherigen Bindungspartner aufgeteilt werden.

Auch bei der Trennung von Bindungen im Verlauf einer chemischen Reaktion ist es
die Bindungspolarität (siehe Kap. 3 1), die die Art und Weise des weiteren Reaktionsverlaufs entscheidend mitbeeinflusst.

36 Das Aufspalten von Awmbindungen

79

36. 1 Homolyse

Bei der Herstellung von Chlorwasserstoff HCl läuft die nachstehende Reaktion ab:

H2 (g) + Cl2 (g) -> 2 HCl (g)

6H - - 184 KJ

(Die exotherme Reaktion kann mit licht als Aktivierungsenergie in Gang gesetzt werden!)

Im Reaktionsverlauf m üssen die unpolaren Wasserstoff- und Chlormoleküle aufgespalten werden, um sich zu den polaren Chlorwasserstoffmolekülen vereinigen zu können.

Das Gemisch aus H2 und C� heißt Chlorknollgas und reagiert entsprechend explosiv.

36.1.1 Der Reaktionsmechanfsmus der Chlorwasserstoffherstellung

Beabsichtigt man, den Ablauf einer chemischen Reaktion auf atomarer Ebene genauer zu studieren, so erweist es sich als günstig, einen so genannten Reaktionsmechanismus zu formulieren: Dabei wird der Gesamtablauf einer Reaktion, wie ihn die Reaktionsgleichung wiedergibt, in Einzelschritte zerlegt.

Für diese werden dann eigenständige solcher Reaktions-(Abschnitts-)gleichungen erstellt, die auf Details des Reaktionsablaufs eingehen.

Besonders häufig bedient man sich solcher Reaktionsmechanismen zur Aufklärung des Reaktionsgeschehens in der Organischen Chemie.

Die Entstehung von HCl aus den Elementen lässt sich in folgende Teilschritte zerlegen:

Kettenstart:

Licht

Ig - gl

Chlor-Radikale,
äußerst reaktiv

Kettenfortpflanzung:

Ig · + H-H

H . + H-gI

H · + Ig-gl

I g . + H-g l

Wasserstoff

Radikal

Kettenabbruch:

Radikale treffen aufeinander und vereinigen sich vorzugsweise z u HCl-, aber auch
wieder zu Cl- und H-Molekülen.

H · + I g ·

H - gl

H · + H ·

H -H

Ig · + IQ '

la - a l

80

36 Das Aufspalten von Atombindungen

36.1.2 Zusammenfassung und Fachbegrlffe

Bei der Reaktion von Wasserstoff und Chlor zu Chlorwasserstoff handelt es sich um
einen Radikalkettenmechanismus, der nach dem Hinzutreten von Aktivierungsenergie explosionsartig verläuft.

Die Trennung der bindenden Elektronenpaare der Einzelbi ndungen erfolgt homo

Lytisch, die Elektronen werden also gleichmäßig auf die ehemaligen Bindungspartner verteilt.

Die entstehenden RadikaLe sind kurzlebige Teilchen, die sich mit ihrem einsamen, ungepaarten ELektron in einem energetisch höchst ungünstigen Zustand befinden. Dies ist jedoch der Grund für ihre außerordentlich hohe Reaktivität_

Der ZusammenschLuss von RadikaLen zu energetisch bevorzugten, stabilen Molekülen, im betrachteten Fall zu den Chlorwasserstoffmolekülen, setzt vieL Energie frei, d. h. die Reaktion ist insgesamt exotherm (siehe dazu auch Kap. 13.2).

36.2 Heterolyse

Neben der homolytischen Tren nung von Atombindungen ist eine Aufspaltung mit
einseitiger Zuteilung der Bindungselektronen an einen Bindungspartner möglich.

36.2.1 Reaktion zwischen Chlorwasserstoff und Wasser

Die Reaktion zwischen H20 (l) und HCl (g) verläuft spontan und kräftig:

H20 (l) + HCl (g) -> H30· (aq) + Cl- (aq)

Die nähere Betrachtung des Reaktionsablaufes zeigt, dass sich zum einen Chlorwasserstoff in Wasser aufgrund der polaren Eigenschaften beider Stoffe in riesigen Mengen löst und dass sich zum anderen eine wichtige chemische Reaktion zwischen den Molekülen beider Stoffe abspielt: Die lösung besitzt nämlich eLektrische Leitfähigkeit und es lassen sich Ionen
nachweisen, d. h. aus Molekülen mit polaren Bindungen (siehe Kap. 31) si nd geladene Teilchen entstanden.

Reaktionsmechanismus:

I.

II.

H� �

H�

.

.

1 0 1

+

H --Cil

-

1 0 - - - - H - - - - Cil

-

H/

H /

11-

11-

Zwischen einem freien Elektronen

ÜbergangszIlstand:

paar des Sauerstoffs des Wasser

Die Bindung I. ist noch
moleküls und dem positiven Pol des
nicht geschlossen, die

Wasserstoffs des HCl-Moleküls

Bindung II. noch nicht
erfolgt eine Annäherung
vollständig gelöst

37 Protonenübergänge

[

81

Ein Proton H'

H
wird übertragen

"

I O� H

H / -

Chloridion

Oxoniumion ]

+

=

Hydroxoniumion

Das Oktett des

Das ehemalige

O-Atoms bleibt

Bindungselektronenerhalten, obwohl
paar bleibt ganz
es eine positive
beim Chlor
ladung trägt

36.2.2 Zusammenfassung und Fachbegrlffe

Bei der heteroLytischen Spaltung einer Atombindung erhäLt das eLektronegativere Atom das bindende Elektronenpaar ganz und es entstehen Ionen aus vormalig neutralen Teilchen.

• Die Reaktion zwischen gasförmigem Chlorwasserstoff und Wasser ist geprägt von
der großen Löslichkeit (siehe Kap. 33 .4.3) beider Stoffe ineinander und der starken Tendenz zum Protonenübergang (siehe auch Kap. 37) zwischen den Molekülen bei der Stoffe.

• Ei n Proton ist ein Wasserstoffion H+, d. h . ein Wasserstoffatom hat sein einziges

Elektron abgegeben.

• Die resultierende Lösung enthält negativ geladene Chloridionen Cl- und positiv
geladene Oxoniumionen H30· (= Hydroxoniumionen), wobei letztere die sauren

Eigenschaften der Lösung (siehe Kap. 37) bedi ngen.

• Ei ne Lösung von Chlorwasserstoff in Wasser heißt Salzsöure, wird wie die rei ne,
gasförmige Verbindung mit der Formel Hel bezeichnet und in dieser Form auch in
den Reaktionsgleichungen verwendet.

• Die starke Triebkraft der Reaktion liegt beispielsweise darin, dass das Chloridion
mit seiner Edelgaskonfiguration als Produkt entsteht und dass die beiden Ionensorten aufgrund der Ladungen eine umfangreiche Hydrathülle ausbilden, wobei eine beachtliche Hydratationsenthalpie (siehe Kap. 33.4. 1) freigesetzt wird.

3 7

Protonenübergänge

Bei der in Kap. 36.2 betrachteten Heterolyse wird ein Proton aus den Molekülen einer Verbindung (Chlorwasserstoff) herausgelöst und auf die Moleküle einer anderen Verbindung (Wasser) übertragen.

Es handelt sich dabei um ein Beispiel für einen sehr häufig auftretenden Reaktionstyp, der durch solche Protonenübergänge charakterisiert ist:

82

37 Protonenübergänge

• Stoffe, die Protonen abgeben (im Bsp. Chlorwasserstoff) werden als Säuren -

Protonendonatoren bezeichnet.

• Desgleichen sind Stoffe, die Protonen aufnehmen (im Bsp. Wasser) als Basen

= Protonenakzeptoren definiert.

• Der Reaktionstyp, dem Protonen übergänge zugrunde liegen, heißt Säure

Base-Reaktion.

Der Austritt von Protonen aus Molekülen ist das gebräuchlichste Beispiel einer Heterolyse und wird
dementsprechend als Protolyse bezeichnet.

Es ist ausgesprochen wichtig, sich neben dem charakteristischen, "mechanischen"

Platzwechsel eines Protons während einer solchen Reaktion über das Ausmaß der
grundsätzlichen Bereitschaft der beteiligten Teilchen einerseits zur Protonenabgabe und andererseits zur Protonenaufnahme klar zu werden . Hier existieren gewaltige Unterschiede, die bei quantitativen Betrachtungen Berücksichtigung finden m üssen (vgl. Kap. 37.4) .

3 7. 1 Grundlegendes zu Säuren und Basen

Früher erkan nte man Säuren als Stoffe, die sich entweder durch ihren sauren Geschmack, wie z. B. die Essigsäure und die Zitronensäure, oder durch ihre ätzenden Eigenschaften, wie die Salzsäure oder die Schwefelsäure auszeichneten.

Basen waren Stoffe, die die Wirkung von Säuren aufheben = neutralisieren (vgl.

Kap. 37. 10) können, deren Geschmack als seifig einzustufen ist und die in entsprechender Konzentration ihrerseits ätzende Wirkung entfalten können. Wichtige Beispiele sind Natrium hydroxid (Ätznatron) und Ammoniak.

Von den früher üblichen Geschmacksproben ist allerdings entschieden abzuraten!

Die Begriffe Säure und Base werden heute vor dem Hintergrund der eingangs erwähnten Definition des Protonen übergangs nach dem Chemiker Brönsted verwendet: Teilchen, die bei Reaktionen Protonen abgeben, sind BfÖnsted-Säuren und

Teilchen, die Protonen aufzunehmen vermögen, sind Brönsted-Basen.

Der Säure-Base-Begriffnach Brönsted beschränkt sich aufgrund des obligatorischen

Protonenübergangs auf WasserstoJjverbindungen!

Die folgenden Ausführungen beziehen sich stets auf Brönsted-Säuren bzw.

-Basen!

(Informationen zum noch weiter gefassten Säure-Base-Konzept nach Lewis sind den Lehrbüchern
der Anorganischen Chemie zu entnehmen ! )

37 Protonenübergänge

83

3 7.2 Die Säure-Base-Reaktion

Die Zuordnung von Stoffen bzw. Teilchen zu einem der Begriffe "säure" oder "Base"

erfolgt aufgrund ihres Vermögens Protonen abzugeben oder aufzunehmen, entspricht also einer Tei/chenfunktion.

Oies drückt sich in der nachstehenden allgemeinen "Funktionsgleichung" für

Säure-Base-Reaktionen aus:

HA +

IB

�

A-

+

H B+

Säure -

Base -

Ionen

Protonen·

Protonen·
donator,
akzeptor,

Wasserstoff·

Verbindung
verbindung
mit mind.

einem freien

Elektronenpaar

37.2.1 Beispiele

1.

HCl +

H20 �

Cl-

+

H3O+

(siehe Kap. 36.2 Heterolyse)

Achtung: Bei dieser Reaktion ist Wasser die Base!

Säure

Base

Hydroxidion

Ammoniumion

Protonen· Protonen·
donator
akzeptor

Das freie Elelctronenpaar
des N·Atoms knüpft eine
neue Bindung zu einem

H·Atom des Wasser·
moleküls, das bindende

Elelctronenpaar bleibt
beim O-Atom.

Bei diesem Protonen übergang ist Wasser die Säure!

84

37 Protonenübergänge

3.

Hel +

N H/

H

/i>

I

-

��-H - [<2J-

I �l l

+

Säure

Base

ChLoridion

Ammoniumion

Protonen

Protonendonator
akzeptor

Das freie Elektronenpaar

Innerhalb der Klammer
des N-Atoms knüpft eine
geben die PLus- und Minusneue Bindung zu einem
zeichen an, wo die ladung

H-Atom des HCl

Lokalisiert sind:

MoLeküls, das bindende

Beim Ammoniumion trägt der

ELektronen paar bLeibt

Stickstoff die positive
beim Cl-Atom.

ladung.

8ei diesem Protonen übergang ist Chlorwasserstoff

(Salzsäure) der Protonenspender!

Den Beispielen 1 - 3 entsprechend sind folgende Aussagen festzuhalten:

• Durch Säure-Base-Reaktianen entstehen in der Regel aus Molekülen Ionen !

(Ausnahmen siehe 8emerkung unten!)

• Ein freies Elektronenpaar des Basenteilchens bi ldet eine neue Atombindung zu
einem Proton des Säureteilchens aus. Dabei verliert das zentrale, "basische"

Atom nicht das Elektronenoktett. übernimmt jedoch die positive Ladung, die das

Proton "mitbringt".

• Das ehemals bindende Elektronenpaar im Säuretei/chen bleibt vollständig dort zurück und verursacht durch das überzählige Elektron eine negative Ladung. Der vormalige Bindungspartner des Wasserstoffs besitzt nach wie vor ein Elektronenoktett, kann jedoch ein zusätzliches Elektron quasi "ganz" für sich beanspruchen .

• Wassermoleküle können je nach Reaktionspartner Protonen aufnehmen bzw. abgeben (siehe auch Kap. 37.3).

Bemerkung:

Da auch Ionen als Säuren oder Basen wirksam werden können, wenn sie mit dem entsprechenden

Reaktionspartner konfrontiert sind, können andere ladungsverhältnisse auftreten: So ist beispielsweise das positiv geladene Ammoniumion eine potentieUe Säure und geht durch eine Protonenabgabe in das neutrale Ammoniakmolekül über!

3 7.3 Ampholyte

37.3. 1 Wasser - Ampholyt und Lösungsmittel

Mit dem Wassermolekül ist ein Teilchen bereits bekannt (siehe Kap. 37.2.1), das je
nach Reaktionspartner als Säure oder als Base wirksam werden kann. Solche Teilchen bezeichnet man als Ampholyte.

37 Prownenübergänge

85

• Wi rd nun in Wasser ein Stoff gelöst, dessen Teilchen ei ne stärkere Neigung haben, ein Proton abzugeben als die Wassermoleküle, so ist dieser Stoff ei ne stärkere Säure (schwächere Base) als Wasser.

In diesen Fällen ist die Säure-Base-Reaktion von einem Protonen übergang zum

Wassermolekül gekennzeichnet:

HCl

+

H20

�

Cl-

+

H30·

Salzsäure

Chloridion

H2S04

+

H20

�

HS04-

+

H3O·

Schwefelsäure

Hydrogensulfation

HN03

+

H20

�

N03-

+

H3O·

Salpetersäure

Nitration

H3P04

+

H20

�

H2 P04- +

H3O·

Phosphorsäure

(Di-) Hydrogen-
phosphation

Die Wassermoleküle reagieren in allen oben genannten Fällen als Base! Auf der

Produktseite finden sich stets Oxoniumionen, deren Konzentration sich im Verlauf
der Reaktion erhöht!

Die Oxoniumionenkonzentration C(H30·) (siehe auch Kap. 35) wirkt sich auf
die Eigenschaften der Lösung aus.

• Ist ei n gelöster Stoff dagegen bereit, Protonen von den Wassermolekülen aufzunehmen, so ist er eine schwächere Säure (stärkere Base) als Wasser. Hier verläuft die Säure-Base-Reaktion als Protonenübergang vom Wassermolekül zu den Teilchen des gelösten Stoffes:

+

+

OH -

Ammoniak

Ammoniumion

(vgl. Kap. 37.2.1)

Hier reagieren die Wassermoleküle als Säure!

Auf der Produktseite erhöht sich die Hydroxidionenkonzentrotion c(OH-) (siehe
auch Kap. 35) im Verlauf der Reaktion. Auch diese beeinflusst die Eigenschaften
der Lösung.

37.3.2 Andere Ampholyte

Hierbei handelt es sich zum Beispiel um mehrotomige Ionen (vgl. Kap. 27.5.3), die
durch Protonenabgabe (- Protolyse) aus den so genannten mehrprotonigen Säuren
entstehen können. Letztere weisen mehr als ein Wasserstoffatom im Molekül auf:

86

37 Protonenilbergänge

Tab. 37.1: Ampholyte
mehrprotonIge

Ampholyt-
durch
durch

Säure vor der

Teilchen

Protonenaufnahme

Protonenabgabe

Protolyse
entsteht
entsteht

H2C03

HC03-

H,C�

C�'-

Kohlensäure

Hydrogen-

Kohlensäure

Carbonation
carbonation

H,SO,

HSO,

H,SO,

SO/-

Schwefelsäure

Hydrogen-

Schwefelsäure

Sulfution
sulfation

H2S03

HS03-

H,S�

S�'-

Schweflige Säure

Hydrogen-

Schweflige Säure

Sulf!!ion
sulfition

H,S

HS-

H,S

5'-

Schwefelwasser-

Hydrogen-

Schwefelwasser-

Sulfu!ion
stoff(säure)

sulfidion
stoff(säure)

H3PO,

HPO/-

H, PO,
po.3-

Phosphorsäure

Hydrogen-

Dihydrogen-

Phosphation
phosphation
phosphation

Oie Namen der vorgestellten mehratomigen Ionen gehören zum Grundwissen der Anorganischen

Chemie, da sie sehr häufig in den Namen von Salzen vorkommen !

3 7.4 Die Stärke von Säuren und Basen

Es gibt sehr starke, starke, schwache und sehr schwache Säuren und entsprechend
auch sehr starke, starke, schwache und sehr schwache Basen.

Das bedeutet, dass das Bestreben, Protonen abzugeben oder aufzunehmen, bei
den potentiellen Säuren und Basen deutlich unterschiedlich ausgeprägt ist. Darauf
wurde bereits im Kap. 37.3 . 1 am BeispieL des AmphoLyten Wasser hingewiesen.

Auch im FaLL einer Reaktion, in deren Reaktionsgleichung Wasser nicht direkt als

Reaktionspartner erscheint, ist es von entscheidender Bedeutung, welches der

Edukte das intensivere Bestreben zur Protolyse hat.

Bei der Reaktion von ChLorwasserstoff mit Ammoniak (3. BeispieL, Kap. 37.2.1)

zu AmmoniumchLorid N H,CL

HCl(g) + N H3(g) --> (Cl- + N H/) --> N H4Cl(s)

erfoLgt der Protonen übergang vom ChLorwasserstoff zum Ammoniak und nicht umgekehrt, obwohL beide MoLeküle sowohL H-Atome als auch freie Elektronenpaare besitzen. Somit ist HCl die stärkere Säure als NH3•

37 Protonenübergänge

87

Man kön nte jedoch auch sagen:

N H3 ist die stärkere Base als HCl oder

NH3 ist die schwächere Säure als HCl oder

HCl ist die schwächere Base als N H3

Faktisch hat HCl kei nerlei Tendenz ein Proton aufzunehmen. Genauso ist das Bestreben zur Protonenabgabe bei N H3 unter gewöhnlichen Bedingungen gleich Null!

Zur Beachtung: ErfoLgt die Reakton in wässriger lösung, ändern sich bei näherer Betrachtung
c(H ,Q+) und c(OW) in der lösung, da NH, +-Ionen Protonen an H20-MoLeküLe abgeben.

3 7.5 Saure und alkalische Lösungen

Durch eine Säure-Base-Reaktion verändern sich in der wässrigen lösung die

Konzentrationen der Oxonium- und Hydroxidionen :

• Eine lösung mit erhöhter Oxoniumionen konzentration reagiert sauer!

• Eine lösung mit erhöhter Hydroxidionen konzentration reagiert basisch

(hier verwendet man auch den Ausdruck alkalisch)!

Um sich vor Verwirrung zu schützen, beachte man den Unterschied zwischen

• der Funktion von Teilchen als Säure bzw. als Base (entsprechend der Vorgänge von

Protonenaufnahme oder -abgabe) und

• der Eigenschaft einer Lösung, die sauer oder basisch = alkalisch reagiert!

Es ist also festzuhalten:

• Eine lösung, in der ei ne Säure-Base-Reaktion stattgefunden hat. kann saure
oder alkalische Eigenschaften besitzen .

• Auch Säure-Base-Reaktionen, in deren Reaktionsgleichung Wasser nicht erschei nt. beeinfl.ussen die Oxonium- und die Hydroxidionenkonzentration einer lösung und damit deren saure oder alkalische Qualitäten.

Die Teilchenfunktion wurde in den vorangegangenen Kapiteln (37.1 bis 37.3) besprochen, die lösungsqualitäten sauer bzw. basisch = alkalisch können mit geeigneten chemischen Reagenzien (siehe Kap. 37.9, Indikatoren) nachgewiesen werden.

3 7. 6 Der Neutralpunkt einer Lösung

Da der saure oder alkalische Charakter einer lösung von der Konzentration der Oxonium- c(H30+) bzw. Hydroxidionen c(OW) abhängt. ist es für quantitative Betrachtungen erforderlich, stöchiometrische Bezüge zu schaffen.

Zwischen den Extremen sehr sauer und sehr alkalisch kann man sich, ähnlich wie
bei der Temperaturskala, einen fortschreitenden Übergang vorstellen, dessen nNuUpunkt" der so genannte Neutra/punkt ist. An diesem Punkt ist c(H30+) genauso groß wie c(OW).

88

37 Protonenübergänge

Am Neutralpunkt finden sich bezügLich der Konzentrationen c(H30+) und
c(OW) auch in Lösungen VerhäLtnisse, die wie beim reinen Wasser handzuhaben sind:

c(H30+) - c(OW) = 0,0000001 mollL = 10-7 mollL

Im rei nen Wasser gibt es also Oxonium- und Hydroxidionen, wen n auch in äußerst
geringer Konzentration (sie ist so kLein, dass reines Wasser den eLektrischen Strom
nur unmerkLich zu Leiten vermag). Die Ursache für das Vorhandensein der Ionen ist
im Vorgang der so genannten Autoprotolyse des Wassers zu suchen:

H20 + H20 ..... H30+ + OW

Dieser Protonenübergang passiert, gemessen an der GesamtzahL, allerdings nur bei
sehr wenigen Wassermolekülen und so ist die Konzentration der Ionen entsprechend kLein .

Ist c(H30+) größer als im reinen Wasser, so reagiert die Lösung sauer.

Ist c(OH)- größer als im reinen Wasser, so ist die Lösungsqualität alkalisch .

Die VerhäLtnisse, wie sie im Wasser anzutreffen si nd, wurden gewähLt, da bei Brönsted-Säuren und -Basen Wasser als LösungsmitteL dient.

3 7. 7 Der pH- Wert

Die Konzentration der Oxoniumionen c(H30+) wird in Form einer mathematischen

Potenz mit der Basis 10 angegeben, da man bei zunehmender AnzahL von DezimaLsteLLen Leicht den ÜberbLick verLiert:

c(H3O+) = 0,1 mollL = 10-1 mollL
c(H30+) = 0,01 mollL = 10-2 mollL
c(H30+) = 0,001 mollL = 10-3 mollL usw.

Es hat sich in der chemischen Praxis eingebürgert, dass man mit dem
negativen Wert des Exponenten
arbeitet. Diese ZahL ist nichts anderes als der zugehörige negative dekadische

Logarithmus der Oxoniumionenkonzentration und wird als pH-Wert bezeichnet.

Es gilt also foLgender Zusammenhang:

37 Protonenübergänge

89

Tab. 37.2: Oxoniumionenkonzentration, pH·Wert und Qualität einer Lösung

C(H,O+)

c(H,o+)

pH -Wert

Qualität

Beispiele
als Dezimalbruch
als Potenz
der
aus dem Alltag
zur Basis

Lösung

(moVl)

(moVI)

0,1

10-1

1
sauer

0,0001

10-'

4
sauer

Sauerkraut. Cola

0,00001

10-5

5
sauer

Mineralwasser

0,000001

10-'

6
sauer

Speichel, Milch

0,0000001

10-7

7
neutral
destilliertes Wasser, Blut

0,00000001

10-8

8
basisch

Darmsaft, Meerwasser

0,00000000000001

10-14

14
basisch

Bei einem pH-Wert von 12 übersteigt die Zahl der OW-Ionen die der H]O+-Ionen
um das 10 000 000 OOOfache!

37.8 Zusammenhänge zwischen der

Oxoniumionenkonzentration c(H�+) und der

Hydroxidionenkonzentration c(OI7)

Im reinen Wasser und mit hinreichender Genauigkeit auch in neutralen wässrigen

Lösungen gilt:

c(H]O+) � c(OW) � 10- 7 moljl -o pH � 7

Durch Überlegungen, die an dieser Stelle nicht näher ausgeführt werden sollen

(vgl. Massenwirkungsgesetz und Gleichgewichtskonstanten) kann ein direkter Zusammenhang zwischen c(HiJ+) und c(OW), auch bei Lösungen, die von 7 abweichende pH-Werte aufweisen, festgestellt werden: Eine Zunahme von c(H]Q+) bedingt automatisch eine Abnahme von c(OW) und
umgekehrt, da sich die negativen Werte der Exponenten beider Konzentrationen (pH

Wert und der für c(OH-) in gleicher Weise definierte pOH-Wert) immer auf den Wert

14 addieren!

pH � -lg c(H ]Q+) und pOH � - lg c(OW)

pH + pO H � 14

90

37 ProtonenUbergänge

Tab. 37.3: Zusammenhänge zwischen pH-Wert und pOH-Wert
pH-Wert
pOH-Wert

Qualität

2

12
sauer

7

7
neutraL

9

5
basisch, alkaLisch

In Lösungen mit pH<O oder pH>14 sind die WechseLwirkungen zwischen den Ionen so stark, dass
die Summenbi ldung pH + pOH - 14 nicht mehr stim mt!

3 7. 9 Indikatoren

Um in der chemischen Praxis auf einfache Art nachweisen zu kön nen, welche Qualität (sauer, neutral, alkalisch) eine Lösung besitzt, bedient man sich einer Rei he von Stoffen, deren Zugabe den Lösungen, je nach vorherrschender Ionenart H3o+
bzw. OH", ei ne charakteristische Farbe verleiht.

Derartige Farbstoffe heißen Säure·Hase·Indikatoren:

• Sie wechseln innerhalb ei nes für den jeweiligen Farbstoff charakteristischen pH

Bereiches die Farbe. Diesen Bereich nennt man Umschlagsbereich.

• Sie ermöglichen ei ne annähemde Ermittlung des pH-Wertes.

• Sie sind in der Regel selbst Stoffe, die Säure-Base- Reaktionen eingehen und sich
aufgrund ihrer besonderen molekularen Struktur der c(H30+) bzw. c(OH") ihrer jeweiligen chemischen Umgebung farblich anpassen.

Früher war man bei der pH-Bestimmung weitgehend auf diese Farbstoffe angewiesen, wobei sich mittels der klassischen Indikatoren der pH-Wert ledig lich auf einen Bereich von zwei pH-Einheiten einengen lässt.

Die heute gebräuchlichen Universalindikatoren sind ein Gemisch aus mehreren

Farbstoffen mit unterschiedlichen Umschlagsbereichen, sodass die einzelnen pH

Werte durch farbliche Übergänge veranschaulicht werden. Dies ermöglicht eine
hinreichend genaue Bestimmung des pH-Wertes, wenn keine exakte quantitative

Analyse vorgenommen werden soll.

Tab. 37.4: Indikatoren und ihr UmschLagsbereich

Indikator

Umschlags bereich (pH)

Farbänderung von
sauer nach basisch

Lackmus

5,0-8,0
rot - blauviolett

Bromthymolblau

6,0- 7,5
gelb - blau

PhenoLphthaLein

8,4-10,0
farblos - purpur

Universalindikator
fließend
rot - geLb - grün - blau

37 Protonenübergänge

9 1

3 7. 1 0 Die Neutralisationsreaköon

37.10.1 Oie Bedeutung der HJO+- und OW-Ionen

Vereinigt man Portionen von Lösungen, die sauer reagieren, kurz als Säuren bezeichnet. mit solchen, die alkalische Eigenschaften besitzen, im chemischen Gebrauch Laugen genannt. so kann man unter bestimmten Voraussetzungen zu einer neutralen Lösung gelangen:

Die Stoffmengen der H30+-Ionen n(Hp') aus der Säure und der (OH")-Ionen
n (Ofr) aus der Lauge müssen übereinstimmen, da dann identische Zahlen beider

Ionenarten aufeinander treffen und sich zu Wasser (pH = 7) vereinigen.

Die Ionen aus den Lösungen neutralisieren sich also gegenseitig bezüglich ihrer

Auswirkungen auf pH-Wert und Ladung. Infolgedessen wird die Reaktion als Neutralisation bezeichnet:

H30+ + OH- � HzO + H zO

Treffen gleiche Stoffmengen (= äquimolare Mengen) von HJO+-Ionen und OH-

Ionen zusammen, so reagieren sie in einer Neutralisationsreaktion zu (neutralem) Wasser.

Wichtige Merkmale:

• Die Neutralisationsreaktion ist ebenfalls ei ne Säure-Base-Reoktion, da ein Protonenübergang von den H30+-Ionen auf die O H " -Ionen stattfindet.

• Sie setzt Energie frei, ist also exotherm.

• Sie wird in der chemischen Praxis eingesetzt, um mittels Säuren bzw. Laugen bekannter Konzentration die unbekan nte Konzentration anderer Laugen bzw. Säuren zu ermitteln. Der Vorgang ist ein maßanalytisches Verfahren und wird als Säure-Base-Titration (siehe Kap. 37. 11) bezeichnet.

Die Ausführungen in diesem Buch beschränken sich auf Reaktionen starker Säuren mit starken

Basen.

37.10.2 Salzbildung durch Neutralisation

Neben den H30+-Ionen und den OH"-Ionen in den Säuren und Laugen, die zu Neutralisationszwecken verei nigt werden, bedürfen die dort zusätzlich vorhandenen Ionen der genaueren Betrachtung.

Diese Ionen entstammen entweder einer in der ursprünglichen Lösung vorangegangenen Säure-Base-Reaktion, z. B.

HCl(g) +

HzO(l) �
ct (aq) + H30+(aq)

Ch lorwasserstoff

ChLoridion
oder resultieren aus dem Lösen eines Stoffes in Wasser, z. B.

NaOH (s)

�

Na+(aq) + OH "(aq)

Natriumhydroxid

An diesem Beispiel wird deutlich, dass ein einfaches Auflösen eines Salzes eine Erhöhung von
c(OH) bedingen kann und damit eine alkalische Eigenschaft der Lösung hervorruft!

92

37 ProtonenUbergänge

An einer Neutralisationsreaktion sind also mindestens vier Ionensorten als Edukte
beteiligt:

• Oxoniumionen

H3O+-Ionen

• Hydroxidionen

OW-Ionen

• Kation

(Metallion, mehratomiges Kation)

• Anion

(Nichtmetallion, mehratomiges Anion)

Die Gesamtgleichung für die Neutralisation von HCl (= Salzsäure) mit NaOH (= Natronlauge) lautet demgemäß:

Na+(aq) + OW(aq) + Cl-(aq) + H30+(aq) --> Na+(aq) + Cl- (aq) + 2 H20

Folglich ist durch Neutralisation eine Lösung des Salzes Natriumchlorid in Wasser
entstanden:

Säure + Lauge --> Salz + Wasser

3 7. 1 1 Die Säure-Base-Titration

Die meisten praxis relevanten Fragestellungen zu Säure-Base-Reaktionen behandeln Titrationen . Dieses maßonalytische Veifahren nutzt die Neutralisationvorgänge (Kap. 37.10), um unbekan nte Stoffmengen n(H30+) oder n(OW) bzw. Stoffmengenkonzentrationen c(H3O+) oder c(OW) in sauren oder alkalischen Lösungen zu ermitteln. Dies erfolgt durch Zugabe bekannter Stoffmengen des jeweils neutralisierenden "Gegenions".

Da in einer neutralen Läsung der folgende Zusammenhang gilt
n(H30+) = n(OW),
kann also die zum Erreichen des Neutralpunktes (= Äquivalenzpunkt) in der "unbekannten" sauren oder alkalischen Lösung erforderliche Stoffmenge n (OH-) bzw.

n(H30+) durch eine dosierte, tropfenweise Zugabe ei ner "bekannten" Lösung exakt
besti m mt werden . Die ermittelte Stoffmenge entspricht der unbekannten Stoffmenge.

In den Lösungen, die zu Neutralisationszwecken vereinigt werden, muss allerdings stets der Bezug zum Volumen der Lösung gewahrt bleiben - aus diesen Gründen werden stets Stofjmengenkonzentrotionen c(X) (Kap. 35) für die Lösungen an·
gegeben .

Veranschaulicht wird das Erreichen das Äquivalenzpunktes bei einer Titration entweder durch einen geeigneten Indikator; der dann die Farbe wechselt, oder durch das Feststellen eines Leitfähigkeitsminimums, da am Äquivalenzpunkt auch die 10-nengesamtkonzentration in der Lösung ein Minimum durchläuft. Im zweiten Fall
spricht man von einer Leitfähigkeitstitration.

Die praxisrelevanten Einzelheiten der DurchfUhrung einer Titration im Labor entrlel1men Sie bei Bedarf am besten
einem Schulbuch der gymnasialen Mittelstufe!

37 Protonenübergänge

93

3 7. 1 2 Die Berechnungen zur Säure-Base-Titration

37.12.1 Grundlegende Betrachtungen

Für die Bearbeitung von stöchiometrischen Aufgaben, denen Säure-Base-Reaktionen zugrunde liegen, gibt es einige entscheidende Grundübertegungen (vergLeiche auch Kap. 23.1):

1. Die gebräuchlichen Gräßen für die Berechnungen sind:

Masse m

Volumen V

Stoffmenge n
molare Masse M (siehe Kap. 21)

Stoffmengenkonzentration c

(siehe Kap. 35)

2 . Beachten Sie den Informationsgehalt von Stoffmengenkonzentrationsangaben:

Eine Natronlauge NaOH oder eine Salzsäure HCl der Stoffmengenkonzentration
c(X) = 0,1 molfl
c(X) für c(NaOH) bzw. c(HCl),
enthalten pro Liter sowohl 0, 1 moL Na+-(bzw. H 30+)-Ionen als auch OH--(bzw.

Cl--Ionen).

Bei einer Lösung von CaLcium hydroxid Ca(OHh dagegen verhaLten sich die 10-
nensorten in der Lösung zah lenmäßig wie 1 : 2 !

Ca(OH)z ---> Ca2+(aq) + 2 OW (aq)

Der Liter einer Lösung der Stoffmengenkonzentration
c(Ca(OHh) = 0,1 molfl
enthält 0, 1 mol Caldumionen ccf· und

0,2 mol Hydroxidionen OW!

3. Bei Berechnungen zur Säure-Base-Titration formuLieren Sie zuerst eine Reaktionsgleichung nach dem Vorbild der Neutralisationsreaktion: Säure

+ Lauge

--->

Salz

+ Wasser

Aus dieser können Sie das Stoffmengenverhältnis Säure: Lauge entnehmen, das
sich aus den Koeffizienten automatisch ergibt (vgl. Kap. 23.1) und das Ihnen
hilft die Mengen von Säure und Lauge in Bezug zu setzen.

BeispieLe:

• HCl

+ NaOH

NaCl

1

1

1

Stoffmengenverhältnis Säure : Lauge = 1 : 1

1 mol NaOH reagiert mit 1 mol HCl, dabei neutraLisieren sich 1 mol Protonen und

1 mol OH-Ionen .

• H2S04

+ Ca(OH)2

--->

1

1

Stoffmengenverhältnis Säure : Lauge = 1 : 1

Bei der Reaktion von 1 mol Ca(OHh mit 1 moL H2S04 neutralisieren sich 2 moL

Protonen und 2 mol OW -Ionen.

• H2S04

+ 2 NaOH

--->

Na2S04

1

2

1

Stoffmengenverhältnis Säure : Lauge = 1 : 2

94

37 ProtonenUbergänge

Bei dieser Reaktion ist das Stoffmengenverhältnis Säure : Lauge 1 : 2, d. h. zur

Neutralisation von 1 mol HZS04 benötigt man 2 mol NaOH. Gleichzeitig neutralisieren sich 2 mol Protonen und 2 mol OH--Ionen.

Diese vereinfachten Neutralisationsgleichungen berücksichtigen nicht die genauen

Ionengegebenheiten in den Lösungen, bevor sie bei der Titration zusam mengegeben werden (siehe Kap. 37.10), geben jedoch wertvolle Hinweise zur mengen mäßigen Berechnung.

37.12.2 Aufgaben

1 . Herstellung einer Lösung mit vorgegebener Stoffmengenkonzentration c(X):

Aus NaOH (s) und Wasser soll eine 0,75 molare Lösung hergestellt werden, d. h.

c(NaOH) = 0,75 molll.

Wie ist vorzugehen? (siehe auch Kap. 35)

2. Titration von Natronlauge unbekannter Konzentration mit Salzsäure bekannter

Konzentration:

Zu 125 ml der Natronlauge wird tropfenweise Salzsäure der Stoffmengenkonzentration c(HeL) = 0,1 molll gegeben. Am Umschlagpunkt des Indikators wird ein Verbrauch von 98 ml der Säure festgestellt.

• Form ulieren Sie die zugrunde liegende Reaktionsgleichung.

• Berechnen Sie die Stoffmengen konzentration c(NaOH) der Natronlauge.

• Ermitteln Sie m (NaOH) in der Analysenlösung ( 125 ml) .

3 . Titration einer wässrigen Calciumhydroxidlösung mit Schwefelsäure, d. h.

c(Ca(OH)z) ist unbekan nt, c(HZS04) bekannt:

Bei der Titration von 50 ml der Calcium hydroxidlösung werden 35 ml Schwefelsäure der Stoffmengenkonzentration c(HZS04) = 0.4 moljl verbraucht.

Berechnen Sie die Masse des in der Analysenlösung gelösten Calciumhydroxids
und c(Ca(OH)z).

4. nRücktitrationN eines Überschusses bis zum Neutralpunkt:

Zu 100 ml einer Salzsäure ist versehentlich 1 g Natrium hydroxid gegeben worden. Jetzt reagiert die Lösung alkalisch . Die überschüssige Natronlauge wird durch 5 ml Schwefelsäure der Stoffmengenkonzentration c(HZS04) = 0,2 molll
neutralisiert.

Berechnen Sie die Stoffmenge n(NaOH) des überschüssigen Natriumhydroxids
und die Stoffmengen konzentration c(HeL) der vorgelegten Salzsäure!

Die zu den Aufgaben 2-4 gehörenden Neutralisationsgleichungen können Sie

Kap. 37.12.1 entnehmen!

37.12.3 Lösungen

Lösung Aufgabe 1

Bekannt:

M(NaOH) = 40 gjmol
n(NaOH} = 0,75 mol

Gesucht:

Formel:

m(NaOH) = ?

m (NaOH) = n (NaOH} . M(NaOH}

37 Prownenübergänge

95

Berechnung von m(NaOH):

m(NaOH) - 0,75 mol · 40 g/mol - �

Vorgehensweise:

Man wiegt 30 g NaOH (s) ab, gibt die Stoffportion in ein Einliter-Eichgefäß, füllt
genau bis zur Eichmarke auf und löst den Feststoff durch Umschütteln .

Lösung Aufgabe 2

Bekannt:

V(NaOH) - 0,1251

Formeln :

M(NaOH) - 40 g/mol
c(HCl) - 0, 1 mOl/l
m - n · M

V(HCl) - O,098 l
n

Gesucht:

c = -
c(NaOH) - ?

V
m(NaOH) - ?

Neutralisation:

HCl + NaOH -> NaCl + H20

Säure: Lauge - 1 : 1

Berechnung von n(HCl) :

n(HCl) - c(HCl) . V(HCl) - 0,1 molfl . O,098 l - 0,0098 mol

Aufgrund des Stoffmengenverhältnisses gilt
n(HCl) - n(NaOH) - 0,0098 mol

Berechnung von c(NaOH):

n (NaOH) 0,0098 mol
c(NaOH) = V (NaOH) = 0,125 l = O,0784/l '" 0,08

Berechung von m(NaOH):

m(NaOH) - n(NaOH) . M(NaOH)

- 0,0098 mol · 40 g/mol - 0,392

Die Stoffmengenkonzentration der vorgelegten Natronlauge beträgt 0,08 mol/I. in

125 ml dieser Lösung si nd 0,392 g NaOH enthalten.

Lösung Aufgabe 3

Bekannt:

Formeln:

V(Ca(OHh) - 0,05 l
n
c = -

M(Ca(OHh) - 74 g/mol

V

V(H 2SO,) - O,035 l
m - n . M
c(H 2SO,) - 0,4 molfl

Gesucht:

m(Ca(OH)2) - ?

c(Ca(OHh) - ?

Neutralisation:

H 2SO, + Ca(OH h -> CaSO, + 2 H20

Säure: Lauge - 1:1

96

37 ProtonenUbergänge

Berechnung von n(H2S04):

n(H2S04) = c(H2S04) . V(H2S04) = 0,4 molfl . 0,035 L = 0,014 mol

Aufgrund des Stoffmengenverhältnisses gilt:

n ( H2S04) = n(Ca(OH h) = 0,014 mol

Berech nung von m(Ca(OHh):

m(Ca(OHh) = n(Ca(OHh) . M(Ca(OHh)

0,014 moL · 74 gjmol =

Berechnung von c(Ca(OHh) :

n (Ca(OH)2 )

0,014 mol
c(Ca(OH)2 ) = V(Ca(OH)2 ) = 0,05 l = 0,28

Die vorgelegte Analysenlösung enthäLt 1,036 g Ca(OH)2 und besitzt eine Stoffmengenkonzentration c(Ca(OHh) = 0,28 molfl.

Lösung Aufgabe 4

Bei einer so genannten Rücktitration ist die vorgelegte Säure bzw. Lauge über den

Neutralpunkt hinaus mit einer bekannten Menge des neutralisierenden Reagens
versetzt worden. Der Grund dafür liegt darin, dass es mitunter praktischer ist, den
nicht umgesetzten Überschuss zu titrieren und anschließend auf den vorgelegten

Stoff zurückzurechnen, oder aber der Neutralpunkt wurde tatsächLich unbeabsichtigt überschritten.

In einem solchen FalL sind am Gesamtvorgang zwei Reaktionen beteiligt, zum einen
eine erste Säure-Base-Reaktion, gefolgt vom eigentlichen Neutralisationsgeschehen:

1. Hel + NaOH

..... NaCl

+ H20

H. H2S04 + 2 NaOH ..... Na2S04 + 2 H20

Säure: Lauge = 1 : 2

Bekan nt:

V(HeL)

= 0, 1 l

V(H2S04) = 0,005 L
m(NaOH) = 19
c(H2S04) = 0,2 molfl

M(NaOH) = 40 gjmoL

Gesucht:

n (NaOH)überschuss = ?, d. h. welche Stoffmenge NaOH ist über den Neutralpunkt hinaus zugegeben worden?

c(HeL) = ?

Formeln:

n
c = -V
m
n = -

M

Um auf die Stoffmenge n(NaOH)Übe"'huss schließen zu können, erfolgt als erster

Schritt die

Berechnung von n(H2S04):

n(H2S04) = c(H2S04) . V(H2S04) = 0,2 molfl . 0,005 L = 0,001 moL

Das Stoffmengenverhältnis beträgt
n (NaOH)Überschuss : n (H2S04) = 2 : 1

38 E�ktronenübergänge

97

Berechnung von n(NaOH)übe"chuss:

n(NaOH)Übe"chuss = 2 . n (H2S04)

n(NaOH)Übe"chuss = 2 . 0,001 moL = 0,002 moL

0,002 moL überschüssiges NaOH waren vor der Titration i n der Lösung vorhanden,
wurden also durch die vorgeLegte Salzsäure nicht neutralisiert.

Die Differenz zwischen der gesamten Stoffmenge n(NaOH)gesamt und der überschüssigen Stoffmenge n(NaOH)Überschuss ergibt die Stoffmenge n(NaOH)neutraLisierend.

Diese entspricht aufgrund des Stoffmengenverhältnisses Säure: Lauge = 1 : 1 der

Stoffmenge n(HCl).

n(HCl) n(NaOH)neutralisierend n(NaOH)gesamt - n(NaOH)Überschuss

=

=

Berechnung von n (NaOH)gesamt:

m (NaOH)

1 g
n(NaOH)gesamt = M(NaOH) =

= 0,025 moLfl

40 gjmoL

Berechnung von n (NaOH)neutralisierend:

n(NaOH) neutralisieretld n (NaOH)gesamt - n(NaOH )Überschuss

=

= 0,025 moL - 0,002 moL = 0,023 moL

Berechnung von c(HCl):

n(HCl) n(NaOH)neutralisierend

=

= 0,023 moL
n(HCl)

0,023 moL
c(HCl) = V(HCl) = 0,1 L = 0,23

Die Stoffmengenkonzentration c(HCl) der vorgeLegten Salzsäure betrug 0,23 moLfl.

38

Elektronen übergänge

Im Kap. 26.4 (AusbLick auf die Vorgänge in den Elektronen hüllen während chemischer Reaktionen) wurde besprochen, dass die Tendenzen zur Elektronenabgabe bzw. -aufnahme bei bestimmten Elementen mit dem Bestreben der Atome, die Edelgaskonfiguration zu erreichen, zu begründen sind.

Durch die foLgenden Ausführungen soLL ersichtLich werden, dass eine Ausweitung
dieser Betrachtungen und die daraus resultierenden Erkenntnisse zu einem weiteren und sehr wichtigen Reaktionsprinzi p der Chemie führen .

Der Vorgang. dass Elektronen in einer chemischen Reaktion von den einen Atomen quasi abgegeben und von anderen aufgenommen werden, ist neben den Protonenübergängen ein zweiter, zentraler Reaktionstyp in der Chemie.

Die Reaktionen, die von Elektronenübergängen gekennzeichnet sind, heißen

Redoxreaktionen.

Der Ausdruck Redoxreaktion ist eine Verschmelzung aus den Begriffen Reduktion und Oxidation.

98

38 ElektronenUbe'1länge

38. 1 Die Bedeutungsentwicklung
der Begriffe Oxidation und Reduktion

Ursprünglich verstand man unter einer Oxidation die Reaktion eines Stoffes mit

Sauerstoff, z. B. die Vereinigung von Magnesium mit Sauerstoff zu Magnesiumoxid:

2 Mg + O2 -> 2 MgO

Eine Reduktion war ei n chemischer Vorgang, bei dem einer Metallverbindung Sauerstoff entzogen werden konnte.

Oxidation leitet sich begrifflich von Oxygenium (= Sauerstoff in der alten Bezeichnung) ab, Reduktion ist auf das lateinische "reducere" (= zurückführen) bezogen.

In der modernen Chemie werden die beiden Begriffe in einer Art und Weise angewandt, die die Bereitschaft der an einer Reaktion beteiligten Atome (oder Ionen) zur Elektronenabgabe bzw. -aufnahme berücksichtigt.

Diese Tendenzen hängen bei den Atomen (oder auch den Ionen) von zwei Hauptfaktoren ab:

• Elektronegativität EN (siehe Kap. 30)

• Reaktionspartner (vor allem dessen EN)

Dabei spricht man von Oxidation,
wenn von einem Atom oder Ion wäh rend einer chemischen Reaktion Elektronen abgegeben werden
und von Reduktion,
wenn von einem Atom oder Ion Elektronen aufgenommen werden .

Beispiel:

Oxidation:

2 Cl- -> (lz + 2e-

Die bei den Chloridionen geben je ein e- ab (wobei die e- unmittelbar von anderen

Teilchen aufgenommen werden) und gehen vom Ionenzustand in den elementaren

Zustand (zweiatomige Moleküle!) über.

Reduktion:

Na+ + e- -> Na

Ein Natriumion nimmt ein e- auf und geht in den atomaren, elementaren Zustand
über.

Sollen beide betrachten Vorgänge stöchiometrisch gekoppelt werden, so ist es au
ßerordentlich wichtig, dass die Anzahl der abgegebenen und aufgenommenen e
übereinstimmt!

Im betrachteten Fall ist dazu die Reduktionsgleichung mit dem Faktor "zweiu zu
multiplizieren!

38 Elektronenübergänge

99

38.2 Einige typische Redoxreaktionen

1. Magnesium reagiert mit Brom,
d. h . ein Magnesiumstück wird in Bromdampf verbrannt:

Mg(s) + Brz (g) ..... MgBrz(s)

Magnesiumbromid

2. Eisen(II)-Ionen reagieren mit Chlor,
d. h. in eine Lösung von Eisen (II)-sulfat FeS04 wird Chlorgas eingeleitet:

2 Fez+ (aq) + Cl: (g) ..... 2 Fe3+ (aq) + 2 Cl- (aq)

Hier handelt es sich um eine Schreibweise, die die Ionen weglässt, die nicht am

Redoxvorgang beteiligt sind.

3. Chloridionen reagieren mit Permanganationen,
d. h . Kaliumpermanganat wird mit Salzsäure zur Reaktion gebracht:

10 Cl- + 2 MnO. - + 16 H30+ ..... 5 Clz i + 2 Mnz+ + 24 HzO

Da sehr viele Redoxvorgänge in wässriger Lösung stattfinden, wird der (in Klammern befindliche) Hinweis auf die Hydratisierung der Ionen in den meisten Redoxgleichungen eingespart. In der Regel entfällt auch die Bezeichnung des Aggregatzustandes.

Ebenfalls weggelassen werden hier die Ionen, die nicht an der Redoxreaktion beteiligt sind.

Der nach oben weisende Pfeil i bedeutet, dass Chlorgas entweicht.

4. Ethanal reagiert mit Silberionen, d. h. Ethanal wird mit Silbernitrat AgN03 zur

Reaktion gebracht:

Cz H.O + 2 Ag+ + 2 OH- ..... Cz H.Oz + 2 Ag ! + HzO

Acetaldehyd -

Essigsäure -

Ethanal

Ethansäure

Der nach unten weisende Pfeil zeigt an, dass sich elementares Silber an der Wand
des Reaktionsgefaßes niederschlägt.

Allgemein ist der nach unten zeigende Pfeil das Symbol für das HAusfallenu eines Feststoffs.

Das Auftreten von Oxoniumionen bzw. Hydroxidionen in Redoxgleichungen
weist auf eine pH-Wert-Abhängigkeit des Redoxvorganges hin !

100

38 Elektronenübergänge

38.3 Formaler Umgang mit Redoxvorgängen

38.3.1 Grundsätzliches

Da sehr viele chemische Vorgänge Redoxreaktionen sind, ist es von enormer Wichtigkeit den formalen Umgang mit den entsprechenden Redoxgleichungen zu beherrschen. Erfahrungsgemäß hat der Lernende hier mit großen Einstiegsproblemen zu kämpfen; dabei sind gerade hier die formalen Regeln so klar umrissen, dass derjenige, der sie beherrscht, kaum mehr fehlgehen kann .

• Reduktion = Elektronenaufnahme

Ein Teilchen wird reduziert, indem es e- aufnimmt.

• Oxidation = Elektronenabgabe

Ein Teilchen wird oxidiert, indem es e- abgibt.

• Reduktlons- und OxidatIonsvorgang sind grundsätzlich gekoppelt, da isolierte Elektronen im nchemischen HausgebrauchN nicht vorkommen.

• Die Zahl der e-, die der Oxidations vorgang liefert, entspricht genau der e--Anzah l. die im Reduktionsvorgang verbraucht werden: Zahl der abgegebenen e- ; Zahl der aufgenommenen e-

• Problembegriffe Reduktionsmittel - Oxidationsmittel

Ein Reduktionsmittel ist ein Teilchen, das einem anderen Teilchen in einer Redoxreaktion e- vermittelt: Das andere Teilchen bekommt e- vom Reduktionsmittel das andere Teilchen wird also reduziert, das Reduktionsmittel wird oxidiert!

Ein Oxidationsmittel ist ein Teilchen, das einem anderen Teilchen e- in einer

Redoxreaktion abnimmt: Das andere Teilchen gibt e- an das Oxidationsmittel ab -
das andere Teilchen wird also oxidiert, das Oxidationsmittel wird reduziert!

38.3.2 Oxidationszahlen

Für den Anfänger ist es in der Regel bei der Betrachtung von Redoxvorgängen nicht
möglich, die Richtung des Elektronenflusses (siehe Kap. 38.3.5 und 38.3.6) an hand
der Reaktionsgleichung auszumachen.

Zum Zweck der Aufhellung bedient man sich der so genannten Oxidationszahlen,
die (formal betrachtet) die nElektronensituationu der Einzelatome innerhalb eines

Teilchens (Atom, Molekül, Ion, mehratomiges Ion) beschreiben.

Die Oxidationszah len basieren auf den bereits bekannten Wertigkeiten (siehe

Kap. 25.2) und werden unter Zuhilfenahme ähnlicher Regeln ermittelt.

Sie werden durch römische Ziffern ausgedrückt.

• Für Einzelatome und -Ionen gelten die nachstehenden, einfachen Regeln zur Ermittlung von Oxidationszahlen:

1. Elemente erhalten stets die Oxidationszahl Null.

(auch H2, N2, O2 und die Halogene)

38 E�ktronenilbergänge

101

2. Bei Ionen ist die Oxidationszahl gleich der Ionenwertigkeit.

(z. B. hat Na+ hat die OxZ + I. S2- die OXZ -II)

3. Metallionen haben stets positive Oxidationszahlen.

K+

OXZ

+ I

Fe2+

OXZ

+ II
er3+

OXZ

+ III

• Für jedes zu ei nem mehratomigen Teilchen (Molekül, meh ratomiges Ion) gehörenden Atom wird eine eigene Oxidationszahl ermittelt: Dazu stellt man sich vor, ein Teilchen bestünde aus Ionen. Man erhält diese

.Ionen", indem man die Elektronenpaare der Atombindungen dem jeweils elektronegativeren Atom zuordnet.

Diese HilfsvorsteUung dient der Veranschaulichung; in der Praxis bedient man sich der nachstehenden Regeln zur Erstellung von Oxidationszahlen.

Beispiel:

Oxidationszahlen:

Oxidationszahlen

Sauerstoff

- 11
der Schwefelsäure

Schwefel

+ VI

Wasse rstoff

+ I

Die Sauerstoffatome besitzen von allen beteiligten Atomen die höchste EN (siehe Kap. 30.1). Aus
diesem Grund werden die Bindungselektronen aller Atombindungen (zwei Doppelbindungen, vier

Einfachbindungen) formal den Sauerstoffatomen zugeordnet (siehe Ellipsen).

Damit hat jedes Sauerstoffatom über seine sechs Valenzelektronen hinaus zwei zusätzliche Bindungselektronen .gewonnen", ist damit als formales Ion zweifach negativ geladen und bekommt in der Folge die Oxidationszahl - II.

Das Schwefelatom ist formal aller sechs Valenzelektronen beraubt und erhält somit die Oxidationszah l + VI.

Den Wasserstoffatomen wird ebenfalls ihr Elektron formal aberkannt, da sie eine geringere EN als

Sauerstoff besitzen, und sie erhalten dementsprechend die Oxidationszahl + 1.

Regeln:

4. Wasserstoff hat stets die Oxidationszahl + I,

Sauerstoff hat stets die Oxidationszahl - 11

(einzige Ausnahme ist H202 - hier hat Sauerstoff die OXZ - I)

102

38 Elektronenübergänge

5. In den Formeln von neutralen Molekülen ist die Summe der Oxidationszahlen
gleich Null.

Für H2S04 (Beispiel. s. 0.) gilt
für Sauerstoff

4 · - 11 - 8
für Wasserstoff 2 . + I

+ 2
für Schwefel

1 · + VI + 6

6. In den Formeln mehratomiger Ionen ist die Summe der Oxidationszahlen
gleich der Ionengesamtladung.

Für Mn04 - (Permanganation) gilt:

für Sauerstoff

4 · - 11 - 8
für Mangan

1 · + VII + 7, da die Summe der OXZ den Wert-l (Ionen ladung)

ergeben muss.

38.3.3 Übungen zur Ermittlung von Oxidationszahlen

Übersicht: Die Regeln zur Erstellung von Oxfdatfonszahlen

1. Elemente erhalten stets die Oxidationszahl Null.

2. Bei Ionen ist die Oxidationszahl gleich der Ionenwertigkeit.

3. Metallionen haben stets positive Oxidationszahlen

4. Wasserstoff hat stets die Oxidationszahl + I,

Sauemoffhat stets die Oxidationszahl -II (Ausnahme H202)

5. In den Formeln von neutralen Molekülen ist die Summe der Oxidationszahlen
gleich Null.

6. In den Formeln mehratomiger Ionen ist die Summe der Oxidationszahlen
gleich der Ionengesamtladung.

Erarbeiten Sie unter Zuhilfenahme der "Regeln zur Erstellung von Oxidationszahlen" für die nachstehenden Verbindungen die Oxidationsstufen für die einzelnen Elemente!

a) H(l02
f) H2S

Chlorige Säure

Schwefelwasserstoff
b) HClO4
g) H2S03

Perchlorsäure

Schweflige Säure
c) (l02
h) S02

Chlordioxid

Schwefeldioxid
d) N2H4
i) N02

Hydrazin

Stickstoffdioxid
e) H3P02
j) H3P

Hypophosphorige Säure

Phosphorwasserstoff

38 Elektronenübergänge

103

Lösungen:

Beispiel a) + 1 + III - 11

H Cl O2

Aus den Regeln ist bekannt, dass H die OXZ +1 und 0 die OXZ -11 (zwei O-Atome berücksichtigen !) besitzt. Da in neutralen Molekülen die Summe der OXZ gleich Null sein muss, bleibt für das Cl die OXZ + III:

1 + 3-4 = 0

Beispiel b) + I + VII - 11

H Cl

04

Die Berechnung erfolgt genauso wie im Beispiel a), es sind allerdings vier O-Atome
zu berücksichtigen:

1 + 7 -8 = 0

Die Beispiele zeigen, dass Chlor in ganz unterschiedlichen Oxidationsstufen vorkom men kann (- 1 bis +VlI).

a) + 1 + III-II

H Cl O2

Chlorige Säure

Schwefelwasserstoff
b) + I + VII - II
g) + I + IV-II

H Cl

04

H2 S 03

Perchlorsäure

Schweflige Säure
c) + IV-lI
h) + IV-lI

Cl 02

S O2

Chlordioxid

Schwefeldioxid
d) -11 + 1
i) + IV-II

N2 H4

N O2

Hydrazin

Stidcstoffdioxid
e) + 1 + 1-11
j) + I-III

H3 P O2

H3 P

Hypophosphorige Säure

Phosphorwasserstoff

Verschiedene Oxidationsstufen ei nes Elementes entsprechen also verschiedenen

Wertigkeiten (siehe Kap. 25.2)!

38.3.4 Oxidationszahlen in souerstolfhaltigen Salzen

In den Formeln von sauerstoffhaltigen Salzen sind mitunter zwei Elemente enthalten, deren Oxidationszahlen aufgrund der Regeln nicht auf An hieb klarzustellen sind: z. B.

• KMn04

(Kaliumpermanganat),

• Na2S04

(Natriumsulfat),

• KCr04

(Kaliumchromat)

Da die Redoxvorgänge in der Praxis meistens in wässriger Lösung stattfinden, liegen die Salze gelöst (also in Form hydratisierter Ionen, siehe Kap. 33.4) vor:

• KMn04 � K+(aq)

+ Mn04-(aq)

• Na2S04 � 2 Na+(aq) + SOi-(aq)

• KCr04

� K+(aq)

+ Cr04-(aq)

104

38 Elektronenübergänge

An der eigentlichen Redoxreaktion nimmt oft das Anion teil. Die OXZ des Anions
können entsprechend der Regeln bestimmt werden:

+ VD-II

•

Mn 04-

(Permanganation),

7 -8 ; - 1 (Ladung!)

+ VI-li

•

S 042-

(Sulfation),

6-8 ;- 2 (Ladung!)

+ VD-II

•

Cr 04-

(Chromation)

7 -8 ; -1 (Ladung!)

Die OXZ der Kationen entsprechen, gemäß den Regeln, ihrer Ladung. In den Reaktionsgleichungen werden die Kationen weggelassen, wen n sie nicht mitreagieren.

Beachten Sie:

• Bei den Metallen der Hauptg ruppenelemente stim mt die OXZ der Kationen (; Ladungszahl) meistens mit der Gruppennummer überein.

• Bei Metallen der Nebengruppenelemente werden variable Oxidationsstufen der

Kationen durch römische Ziffern im Namen des Salzes eindeutig bezeichnet:

+ II + VI-II

+ 11

+ V[-D

Fe S 04

.....

Fe2+

+

S Oi-

Eisen(II)-sulfat

+ lll + VI-II

+ lll

+ V[-D

Fe2 (S 04h

.....

2 Feh

+

3 S 042-

Eisen(lll)·sulfat

38.3.5 Die Erstellung von Redoxglelchungen

Die Oxidationszahl ermöglicht es, auch komplizierte Redoxvorgänge relativ einfach
nachzuvollziehen.

Das Erstellen von Redoxgesamtgleichungen ist ein immer in der gleichen Weise
abzuhandelnder Vorgang:

• Zunächst werden Teilgleichungen für die Oxidation bzw. für die Reduktion erstellt. Die Teilgleichungen geben Aufschluss über die Richtung des Elektronenflusses.

• In ei nem zweiten Schritt werden die Teilgleichungen zur Gesamtgleichung vereinigt, die die stöchiometrischen Verhältnisse wiedergibt. Hier wird vor allem die Zahl der abgegebenen e- mit der Zahl der aufgenommenen e- abgeglichen.

Wichtig ist lediglich, dass die Regeln, die dazu zur Hilfe genommen werden, genau
beachtet und konsequent angewendet werden:

I. Formulierung der Teilvorgänge

1) Notieren des Ausgangs- und Endstoffes

2) Ermittlung der Oxidationszahlen und Zuordnung zu Oxidation bzw. Reduktion

3) Änderung der Oxidationszahl durch Elektronen ausgleichen

4) Ladungsvergleich

38 E�ktronenübergänge

105

5) Ladungsausgleich unter Beachtung des sauren oder aLkaLischen Milieus

6) Stöchiometrische Berichtigung durch HzO-MoLeküle

Die TeiLgleichung für den anderen Vorgang gemäß den RegeLn 1 - 6 ersteLLen!

11. Teilvorgänge nach Abgleich der Elektronenzahlen
zur Gesamtgleichung summieren

38.3.6 Das "Aufstellen von RedoxgleichungenN an Beispielen

• Die nachstehend behandeLten Redoxvorgänge sind als "Musteraufgaben� zu verstehen, um sich an die AbfoLge der Lösungsschritte zu gewöhnen.

• Der Schwierigkeitsgrad nimmt von Aufgabe 1 nach Aufgabe 3 zu.

• Für den Ladungsausgleich unter Beachtung des sauren oder aLkaLischen Milieus

(Schritt 5 der RegeLn unter 1.) werden hier H30+- und OW -Ionen verwendet.

Mancherorts wird geLehrt, im Sauren W- statt H30+-Ionen zum AusgLeich zu verwenden: Die Vorgehensweise bLeibt dadurch nahezu identisch . LedigLich im Schritt 6 ändert sich die AnzahL der zur stöchiometrischen Berichtigung benötigten H20-MoleküLe.

FormuLieren Sie für die nachstehenden Aufgaben jeweils die Teilgleichungen für

Oxidation und Reduktion und entwickeLn Sie daraus eine stöchiometrisch korrekte Gesamtgleichung! Ordnen Sie außerdem die Begriffe Oxidationsmittel und Reduktionsmittel den richtigen TeiLchen zu!

1) ALuminium reagiert mit ChLor zu ALuminiumchLorid ALCl3.

2) Wird KaLiumpermanganat KMn04 mit konzentrierter Salzsäure versetzt, entweicht eLementares ChLor und die Mn04 --Ionen gehen in Mangan(II)-Ionen Mnz+
über.

3) KaLiumdichromat KzCrz07 reagiert in saurer Lösung mit Wasserstoffperoxid HzOz
unter Sauerstoffentwicklung. Die Dichromationen Crz�z- werden in Cr3+-Ionen
überführt.

Beachten Sie:

Oft enthäLt die AufgabensteUung bereits Hinweise auf das Reaktionsmilieu und verweist damit auf
den entsprechenden AusgLeich mit H]Ü+-bzw. OW -Ionen.

Auch gibt der Aufgabentext in aUer RegeL die jeweiLigen Edukte und Produkte des Redoxvorganges
an. Nur von fortgeschrittenen Chemie lernenden kan n ansatzweise erwartet werden, dass sie die

Produkte einer Reaktion wissen.

Aufgabe 1)

I. ErmittLung der Teilvorgänge

1. Notieren des Ausgangs- und Endstoffes:

AL

->

AL3+

2. ErmittLung der Oxidationszah len
o

+ill

AL

AL3+

106

38 Elektronenilbergänge

3. Änderung der Oxidationszahl durch Elektronen ausgLeichen
o

+ IlI

Al

Al3.

+

3 e -
e- stehen bei der

Oxidation rechts!

Die Elektronen werden vom Aluminiumatom abgegeben: Oadurci1 sind ,ie quasi Produkte und stehen auf der
rechten Seite! Der Vorgang ist eine Oxidation!

4. Ladungsvergleich
o

+ IlI

Al

Ladung 0

Ladung: (+3) + (-3) - 0 - sind gleich!!

5. Ladungsausgleich
entfällt

6. Berichtigung der Gleichung durch HzO-Moleküle
entfällt

Teilgleichung für die Reduktion:

1. Notieren des Ausgangs- und Endstoffes:

Clz

->

2 Cl-

E, entstehen zwei Chloridionen!

2. Ermittlung der Oxidationszahlen
o

-I

Clz

2 Cl-
e- werden von Cl-Atomen
aufgenommen -+ Reduktion!

3. Änderung der Oxidationszahl durch Elektronen ausgLeichen
o

- I

Clz + 2 e-

2 Cl-

Für die Ionisierung zweier Cl-Atome sind

2 e- erforderlich!

4. Ladungsvergleich

2 Cl-

Ladungen sind ausgeglichen!

5. + 6. entfällt

Ir. Teilvorgänge nach Abgleich der Elektronenzahlen
zur Gesamtgleichung summieren

3 e-

Ox

· 2

Red

· 3

38 Elektronenübergänge

107

Die e-·Zahl m uss bei beiden Gleichungen übereinstimmen:

Zu diesem Zweck bildet man das kleinste gemeinsame Vie/jache der r ·lohlen von Oxidation und Reduktion und
multipliziert die gesamten Teilgleichungen mit diesen Faktoren:

2 Al

-+

2 Al3• +

6 e- Ox

3 Cl2 +

6 e-

-+

6 Cl-

Red

2 Al +

3 Cl2

2 Al3• +

6 Cl- Redox

Reduktions·

Oxidations·

Die Redoxgleichung entsteht
mittel
mittel
durch Summieren von Red . Ox

Die e--Zahlen heben sich auf und fallen so aus einer korrekt erstellten Gesamtgleichung heraus!

Beachten Sie:

• Sind aufgrund stöchio metrischer Gesetzmäßig keiten mehrere gleiche Teilchen

(hier die Chloratome beim Reduktionsvorgang) vom Wechsel der Oxidationsstufe
betroffen, so ist dies unbedingt beim Einfügen der e-·Zahl zu berücksichtigen!

• Ist bei m Ladungsverg leich die Zahl auf beiden Seiten der Teilgleichung identisch, so entfallen der Ladungsausgleich und der Ausgleich mit H20-Molekülen!

• Entfallen bei der einen Teilgleichung die Sch ritte 5. und 6., können sie bei der
anderen Teilgleichung trotzdem erforderlich sein .

• Die Übereinsti mmung der e--Zahl beim Erstellen der Gesamtgleichung erreicht
man, indem man die Faktoren vor den e--Zahlen aus den Teilgleichungen mitei nander multipliziert: Man bildet das kleinste gemeinsame Vielfache.

• Gewöh nen Sie sich an, die bezüglich der e --Zahlen angepassten Teilgleichungen
noch mals aufzuschreiben, da gerade diese oft geschmähte Zusatzarbeit den

Überblick sichert. Das ist vor allem bei Ungeübten im Umgang mit komplizierteren Redoxvorgängen von entscheidender Wichtigkeit!

Aufgabe 2)

I. Ermittlung der Teilvorgänge

1. Notieren des Ausgangs- und Endstoffes:

2 HCl

-+

C�

Stöchiometrie beachten!

2. Ermittlung der Oxidationszah len

-J

0

2 HCl

-+

Cl2

Elektronenabgabe • Oxidation!

3. Änderung der Oxidationszahl durch Elektronen ausgleichen

-J

0

2 HCl

-+

Cl2

+

2 e-
e- stehen bei der Oxidation
rechts!

4. Ladungsvergleich

-J

0

2 HCl

-+

Cl2

+

2 e

Ladung 0

Ladung -2

108

38 Elektronenilbergänge

5. Ladungsausgleich erfolgt mit H30"-lonen, da im Sauren

2 Hel

--->
elz

+

2 e-

+

2 H30·

6. Berichtigung der Gleichung durch HzO-Moleküle

2 Hel

+

Clz

+

+

Teilgleichung für die Reduktion:

1. Notieren des Ausgangs- und Endstoffes:

Mn04-

--->

Mnz•

2. Ermittlung der Oxidationszah len

+ 1I

M nz•

Elektronenaufnahme -

Reduktion

3. + 4. e--Ausgleich und Ladungsvergleich
ladung -1 + (-S) - -6
ladung + 2

Ditto",nz: 8

5. Ladungsausgleich mit H30·-lonen

Mn04- + 5 e- +

8 H30· --->

M nz•

6. Berichtigung der Gleichung durch HzO-Moleküle

+

+

+

11. Teilvorgänge nach Abgleich der Elektronenzahlen
zur Gesamtgleichung summieren

2 Hel + 2 HzO

2 e- + 2 H30· 1 · 5

Mn04- + 5 e- + 8 H30·

12 HzO

1 · 2

Die e' -Zahl m uss bei beiden Gleichungen übereinstimmen: Zu diesem Zweck bildet man das kleinste.

gemeinsame Vie/ftlche der e-·Zahlen von Oxidatian und Reduktion und multipliziert die gesamten

Teilgleichungen mit diesen Faktoren:

10 Hel + 10 HzO

--->

5 elz +

10 e- + 10 H3Q+ Ox

2 Mn04- + 10 e-

+ 16 H 30·

--->

2 M nz• +

24 HzO

Red

Die e- und aUe Stoffe, die auf beiden Seiten vorkommen, werden verrechnet:

10 Hel

--->

5 Clz

Ox

2 Mn04

+ 6 H 3Q+

--->

2 Mnz• +

14 HzO

Red

10 Hel + 2 Mn04-

+ 6 H30·

5 Clz + 2 Mnz• + 14 HzO Redox

Reduktions- Oxidations·
mittel
mittel

Vergessen Sie nicht:

• Die Tei lchen auf den beiden Seiten ei ner Teilgleichung enthalten zu Beginn der

Aufstellungsarbeit oft unterschiedliche Zahlen von H-Atomen bzw. O-Atomen .

Konzentrieren Sie Ihre Anstrengungen zunächst auf die Atome, die die Oxidati-

38 Elektronenübergänge

109
onsstufe ändern; die Anzahl und Gegenwart der H-Atome bzw. O-Atome regelt
sich mit dem ladungsausgleich und dem Abgleich durch Wassermoleküle!

• Beim Erstellen der Gesamtgleichung ist nach erfolgter Abstim mung der e--Zahl
eine Verrechnung der auf beiden Seiten vorkommenden identischen Teilchenarten erforderlich: Dazu wird die Differenz, z. B. zwischen den Koeffizienten der Wassermoleküle, gebildet. Auf der Seite mit der größeren Zahl verbleibt der Differenzbetrag, auf der anderen Seite entfallt die Teilchensorte ganz.

• Das Oxidationsmittel ist das Tei lchen, das e- dazugewi nnt, also reduziert wi rd -
es ist ein Mittel zur Oxidation eines anderen Teilchens. Das Reduktionsmittel ist
das Teilchen, das e- verliert, es wird also oxidiert - es ist ein Mittel, das ei nem
anderen Teilchen e- verschafft.

Aufgabe 3)

I. Ermittlung der Teilvorgänge

1. Notieren des Ausgangs- und Endstoffes:

H202

->

O2

2. Ermittlung der Oxidationszah len

-I

0

In H,O, hat Sauerstoff die OxZ -1!

H202

->

O2

Elektronenabgabe - Oxidation!

3. Änderung der Oxidationszahl durch Elektronen ausgleichen

-I

0

H202

->

O2

+

2 e-
e- stehen bei der Oxidation
rechts!

4. ladungsvergleich

-I

0

H202

->

O2

+

Ladung 0

Ladung -2

5. ladungsausgleich erfolgt mit H 30+-Ionen, da im Sauren

H202

->

O2

+

2 e-

+

2 H3Q+

6. Berichtigung der Gleichung durch H20-Moleküle

Teilgleichung für die Reduktion:

1. Notieren des Ausgangs- und Endstoffes:

Cr2�2-

->

2 Crl+

Stöchiometrie beachten!

2. Ermittlung der Oxidationszah len

+10

2 Cr3+

Elektronenaufnahme -

Reduktion

3. + 4. e- -Ausgleich und ladungsvergleich

+VJ

+10

Cr2�2-

+

6 e-

2 Cr3+

Ladung -2 + (-6) - - 8

Ladung 2 · (+3) - + 6

Oilten,"z : 14

1 10

Weit.erfiil"end. LiteratlJr

5. Ladungsausgleich mit H30+-lonen

CrzO/- + 6 e- + 14 H30+ ->

2 Cr3+

6. Berichtigung der Gleichung durch HzO-Moleküle

2 Cr3+ + 21 HzO

11. Teilvorgänge nach Abgleich der Elektronenzahlen
zur Gesamtgleichung summieren

HzOz + 2 HzO

Oz

+

2 e- + 2 H30+ I · 3

CrzO/- + 6 e- + 14 H30+

2 crl+ +

2 1 HzO

I

3 H20Z + 6 HzO

3 0z

+

6 e- + 6 H3Q+ Ox

CrzO/- + 6 e-+ 14 H30+

2 crl+ +

21 HzO

Red

3 Oz + 2 Crl+ + 15 HzO Redox

Reduktion,- Oxidation,·
mittel
mittel

Zusammenfassung:

• Bei der Teilgleichung für die Oxidation stehen die e- auf der rechten Seite, da sie
formal als Produkt der e--Abgabe gelten.

• Entsprechend finden sich die e- bei der Teilgleichung für die Reduktion auf der
linken Seite, da sie formal als Edukt für die Vereinigung mit einem zu reduzierenden Teilchen gesehen werden können.

• Beim Oxidatiansvorgang ist die entscheidende Oxidationszahl auf der Eduktseite
kleiner als auf der Produktseite.

• Bei m Reduktionsvorgang ist die entscheidende OXZ auf der Eduktseite größer als
auf der Produktseite.

• Die HJO+-Ionen sind beim Ladungsausgleich auf der Seite mit der kleineren Ladungszahl zu platzieren.

• Die OH" -Ionen stehen auf der Seite mit der größeren Ladungszahl.

Weiterführende Literatur

Lautenschläger K-H, Schröter W, Wannlnger A. Taschenbuch der Chemie. 890 Seiten. 20., überarbeitete und erweiterte Auflage, Verlag Harri Deutsch 2005.

Mortlmer CE, Müller U. Das Basiswissen der Chemie. 766 Seiten. Mit Übungsaufgaben. 9. Auflage,

Thieme 2007.

RIedeI E. Allgemeine und Anorganische Chemie. 410 Seiten. 9. Auflage, de Gruyter 2008.

Hollemann!Wlberg. Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 2149 Seiten. 102 ., stark umgearbeitete
und verbesserte Auflage, de Gruyer 2007 .

Hilfreich sind neben den Standardwerken oft auch Schulbücher der gymnasialen Mittelstufe!

Oberstufe!

111

Stich wortverzeichn is

-, Verknüpfung zu

Brönsted-Säuren 82

A

Molekülen 25

Atomhülle 5, 8, 12, 51 f.

Acetaldehyd 99

-, Besetzung mit

(

Actinoide 18, 44

Elektronen 9 f.

Aggregatzustände 1, 46,

-, Schalenmodell 5, 8 ff.

Cadmium 4

74, 77

Atomkern 5 ff., 8, 16, 21

Caesium 44

Aktivierungsenergie 30

Atommasse 32 f., 37

Calcit 54

Alkalimetalle 44, 51 f., 68

Atommodell 5

Calcium 3, 44

Aluminium 3, 45

Atomorbital s. Orbital

Calciumhydroxid,

-, Gewinnung 54

Ätznatron 82

Titration 93

Alumi niumatom,

Außenelektronen 51

Calciumion 52, 93

Ionisierung 22

Autoprotolyse des Wassers

Calciumoxid 58

Aluminiumbromid 58

88

Carbonation 59, 86

Aluminiumoxid 48

Avogadro'sche Zahl 34

Chalkogene 44, 45, 5 1

Aluminiumsulfid 58
chemische Bindung 50,

Ammoniak 26, 47, 49, 64,

56, 69

82-86

B

-, Formeln 25, 57

-, räumlicher Bau 71

-, Gleichungen 24 ff.

-, Wasserstoffbrücken-

Barium 4, 44

Chilesalpeter 59
bindung 74

Bariumchlorid 48

Chlor 3, 27, 46, 54, 72, 99,

Ammoniakmolekül,

Bariumiodid 58

103, 105

Bindungspolarität 70

Bariumion 52

Chlordioxid 102

Ammoniumchlorid 28-29,

Base 82 ff., 87

Chloridion 53, 81

59, 86

-, Protonenakzeptor 83

Chlorige Säure 102

Ammoniumion 59, 84 f.

-, Stärke 86

Chlorknallgas 79

Ammoniumphosphat 60

Basenbegriff nach Brönstedt, Chlorophyll 45

Ampholyt 84 ff.

Definition 82

Chlorwasserstoff (s.a. Salz-

Anion 22 f., 75, 92, 104

Beryllium 3, 44
säure) 47, 63, 79 f., 83,

Antimon 4, 45

Berzelius, Formelsprache 3

86, 9 1

Aquakomplex 60
binäre Verbindung 48

- , räumlicher Bau 71

Äquivalenzpunkt 92

Bindung, chemische 50,

Chlorwasserstoffmolekül,

Argon 3, 46, 50

56, 69

Bindungspolarität 69

Arsen 45

Bindungselektron 61, 66

Chrom 4

Astat 46

Bindungspolarität 67 f.,

Cola, pH-Wert 89
atomare Masseneinheit 32

69 f., 74, 78

Atombau 5, 12

Bindungswertigkeit 46 f., 57

-, Modellvorstellung 5

Bindungswinkel 71

D

-, Schalenmodell 8 ff.

Blei 4, 6, 45

Atombindung 61 ff., 81,

Bleiglanz 54
d-Elektronen 13

84

Blut, pH-Wert 89

Dalton, Atommodell 5

-, Dipoleigenschaften 69

Bor 3, 45, 62 f.

Darmsaft, pH-Wert 89

-, polare 69 f.

Borgruppe 44, 45, 51

Diamant 65-66

-, Spaltung 78

Bortrifluorid 63

Dichromation 59

-,- durch Heterolyse 80

Brom 4, 6, 27, 46, 73, 99
dichteste Kugelpackung 57

-,- durch Homolyse 79

Bromidion 53

Dihydrogenphosphation

Atome 5, 6, 12, 24 f.

Bromthymolblau 90

85 f.

-, Ladungstrennung 5

Brönsted-Basen 82

112

Stichwortverz�chn;s

Dipol 69 ff.

Elektronenhülle 5, 8 f., 12,

Energieumsatz 21, 76

-, Eigenschaften in einer

51 ff.

Energieverlust 30

Lösung 75

Elektronenkonfiguration

Energiezufuhr 1, 30

-, induzierter 73

10, 18- 21, 52 - 53

Energiezustände 13

-, permanenter 74

-, Kästchenschreib

Erdalkalimetalle 44, 51 f.

-, spontaner 73
weise 16

Essigsäure 82, 99

Dipol- Dipol-Wechsel-

-, Kurzschreibweise 20 f.

Ethanal 99
wirkung 74 f.

Elektronenoktett 50 f., 52,

Ethanol 26, 109

Dipoleigenschaften 70

56, 61 f., 84

Ethansäure 99

Dipolmoment 70

Elektronenpaar 6 1 f., 81, 84 Ethen 63

Doppelbindung 62

-, bindendes 61 f., 70, 72

Ethin 63

Dreifachbindung 62

-, freies 62, 86
exotherme Reaktion 30

-, nicht bindendes 62, 70,

72

E

-, räumliche Ausdeh-

F
nung 71

Edelgase 27, 44, 46, 49 ff., Elektronenpaarabstoßungsf-Elektronen 13

68

Modell 70

Faktoren bei Zahlen

-, Elektronenkonfigu

Elektronenpaarbindung 66
angaben 38
ration 49 f.

Elektronenübergänge

Farbstoffe als Säure-Base

-, Verbindungen mit anderen

9 7 - 1 10

Indikatoren 90

Elementen 46, 68

Elektronenverteilung 15

Festpun kt 72

Edelgaskonfiguration

Elektronenwolke 70 f.

Fette, Lösungen in Benzin

50 ff., 56

Elektronenzahl 12 ff.

76

Edukt 24, 26, 30 f., 39, 110 elektrostatische Wechsel-

Fleckenwasser 76

Eigenbewegung der
wirkung 56

Fluor 3, 27, 46, 61 f., 64,

Teilchen 74

Element 2, 3 f., 6 f., 9 ff.,

72

Einfachbindung 61, 63

18 f., 27

Fluoridion 53

Einheiten 38

-, Bindungsbildung 62

Fluorwasserstoff 64

Eisen 4, 24, 26

-, Modifikationen 65 f.

-, Wasserstoffbrücken-

Eisen {D)-chlorid 28 f., 48, -, Wertigkeit 47 f.

bindungen 74

58

Elementarteilchen 5

Formeln, Aufbau 25

Eisen {D)-sulfat 104

Elementgruppen des

-, chemische 25, 57

Eisen {DI)-chlorid 28- 29,

Periodensystems 44

Formelsprache

48, 58

Elementnamen 3 f.

nach Berzelius 3

Eisen {DI)-sulfat 104

Elementsymbole 3 f., 7,

Francium 44

Eisensulfid 26

22, 25
freie Elektronenpaare 62,

Elektron 5, 6, 1 2 - 2 1, 52,
endotherme Reaktion 30

86

62, 68, 80 f., 84, 98, 101

Endstoff 24
funktionelle Gruppen 1 18

-, Drehimpuls 16

Energie, elektrische 30

-, Spin 16

-, mechanische 29

Elektronegativität 66 ff.,

-, thermische 29

G

98

Energieaufnahme 3 1

Elektronegativitäts

Energiebeteiligung 2 9

Gallium 45
differenz 68 f.

Energiebeträge, gequan-

Gas, Volumengesetz 35 f.

Elektronenabgabe 21, 23,
telte 12

Gasvolumen bei Normal-

52, 56, 68, 97 f., 100

Energiefreisetzung 29
bedingungen 35 f.

Elektronenaffinität 21

Energiegewinn 30, 76

Gefrierpunktserniedrigung

Elektronenaufnahme 21,

Energieniveau 12

75

50, 52, 56, 97 f., 100

Energiestufen 8 f., 12

Gemisch 2

Stichwo<tverzeidlnis

113

Germanium 45

Hydrogensulfition 86

-, Elektronen-

Gesetz von der Erhaltung der

Hydroxidion 59
konfiguration 18

Masse 24

-, Titration 93

Kationen 21 f., 75

Gesteine 54

Hydroxidionenkonzentra-

Kern-Hülle-Modell 5

Gips, Löslichkeit in Wasser
tion 89

Kernladungszahl 6

77

Hypophosphorige Säure

Knallgasreaktion 29 f.

Gitterenthalpie 57, 76

102

Kobalt 4

Gleichstrom 30

Kochpunkt 72

Gleichungen, chemische

Kochsalz 54

24 ff.

I

Koeffizient 26 f.

Glucose 40, 43

Kohlendioxid s. Kohlenstoff-

-, Berechnung der Molekül-

Indexzahl 25, 27, 33, 48
dioxid
masse 33

Indikator 90, 92

Kohlensäure 86

Gold 4, 40 f.

Indium 45

Kohlenstoff 3, 6, 26, 32,

Graphit 65 f.

Iod 4, 27, 46, 73

45, 63, 65 f.

Gruppen, funktionelle

118 -, Übergang in die Gas-

-, Bindung zu weiteren

Gruppennummer 51, 104
phase 73

Atomen 63

Iodidion 53

-, Sonderstellung im

Iodwasserstoff 27 f.

PSE 63

H

Ionen 21 ff., 52, 59 f.

Kohlenstoffdioxid 24, 48,

-, hydratisierte 76 f.

63

H-Isotop 32

-, mehratomige 59, 77

-, räumlicher Bau 71

Halogenatom 52

Ionenbindung 56, 68

Kohlenstoffgruppe 44, 45,

Halogene 44, 46, 51, 52 f., Ionengitter 56 f., 60, 75

51

61 f., 68, 73, 100

Ionenradius 56

Kohlenstoffisotop t2C 32

Halogenidion 53

Ionenverband 57

Kohlenstoffmonoxid 27 f.,

Hauptgruppen im Perioden

Ionenverbindung 60, 68

48, 63
system 44 ff., 51

Ionisierungsenergie 22 f.

Kräfte zwischen Stoff

Hauptgruppenelement

Isotop 7 f., 32
teilchen 73

51 f.

Isotopenarten 7

Krypton 46, 50

Hauptquantenzahl 9 ff.,

Kugelpackung, dichteste

16 f., 23

57

Hauptschale 9 f., 13 f., 23

K

Kupfer 4

-, Besetzung mit Elek

Kupfer(I)-oxid 59
tronen

11, 12-16,

Kupfer(ll)-oxid 59

K-Schale 8 ff., 13 ff., 22

49 f.

Kupfersulfat 60, 77

Kalium 3, 26, 44

-, Unterniveaus 13 f.

Kaliumbromid 58

Helium 3, 10, 46, 49

Kaliumchlorat 27 ff.

-, Elektronenkonfigu-

L

Kaliumchlorid 27 f.

ration 10

Kaliumchromat 103

Heterolyse 80 f.

Kaliumcyanid 26

L-Schale 10 f., 22

Homolyse 79 f.

Kaliumdichromat 59, 105

Lackmus 90

Hydratation 76 f.

Kaliumhydroxid 28

Ladungstrennung von

Hydratationsenthalpie 76

Kaliumion 52

Atomen 5

Hydrathülle 76, 81

Kaliumnitrat 28 f., 59

Lanthanoide 18, 44

Hydrazin 102

Kaliumpermanganat 26,

Lauge 91 ff.

Hydrogencarbonation 86

59, 99, 103, 105

Lavoisier 24

Hydrogenphosphation 86

Kaliumsulfat 28 f.

Leiter erster und zweiter

Hydrogensulfation 85 f.

Kästchenschreibweise 16 f.

Klasse 55

Hydrogensulfidion 86

- der Orbitale 16

114

Stichwortverz�chn;s
leitfähigkeit von Salz-

Masseneinheit, atomare

Neutralpunkt 87 f., 92
lösungen 54 f., 60

32 f.

Neutron 5 ff., 32
leitfähigkeitsprüfung 54 f.

Massenzahl 7, 8, 32

Neutronenanzahl 7
lewis-Formel 61 ff., 70

-, Dezimalbruch 8

Nichtmetall 27, 45 f.

lichtenergie 12, 29

Meerwasser, pH-Wert 89

Nickel 4
lithium 3, 10, 44

Metall 27, 45, 54

Nitration 59, 85
lithiumion 52

Methan 47, 63

Nucleon 32
lithiumsulfid 58

Milch, pH-Wert 89
numerische Ein heiten 38
logarithmus der Oxonium-

Mineraldünger 59
ionen konzentration 88

Mineralien 54
löslichkeit 77

Mineralwasser 54
o
löslichkeitsprodukt 77

-, pH-Wert 89
lösung, gesättigte 77

Mischelement 7

O-Schale 9 f.

-, Neutralpunkt 87 f.

Mol 33 ff.

Oktettregel 49 ff., 58

-, ungesättigte 77
molare Masse 33, 35, 37

Orbital 16
lösungsenthalpie 76
molares Volumen 37

Orbitalbesetzung 17
lösungsmittel 75 ff., 84,

Moleküle 25 ff., 34, 70 ff.

Orbitalmodell 12-20

88

Molekülgeometrie 70 ff.

Ordnungszahl 3 f., 6 f., 9,

-, unpolare 76

Molekülgitter 73

11, 21, 49

-, Wasser 75 f.

Molekülmasse 32 f., 37

O-Schale 9 f.

lösungsqualität, alkalisch

Molekülstruktur 70 ff.

Oxidation 98

87 ff.

Mörtel 54

Oxidations mittel 100

-, basisch 87 ff.

Oxidationszahlen 100 ff.

-, Nachweis durch

Oxidschicht 44

Indikatoren 90

N

Oxoniumionenkonzentra-

-, neutral 89 ff.

tion 88 f.

-, sauer 87 ff.

N-Schale 10 f.

Oxygenium 98
lösungsvorgang 75 f.

Nachweisreaktionen 29

-, Energieumsatz 75

Natrium 3, 44, 54

- in Wasser 75-76

Natriumcarbonat 59
p

-, Temperatur-

Natriumchlorid 54, 58, 77,
änderung 75 f.

92
p-Elektronen 13
loschmidt'sche Zahl 34

Natriumfluorid 58

P-Schale 9 f.

Natriumhydroxid 54, 59,

Pauli-Prinzip 16

82, 91, 94

M

Pauling 16, 67

-, lösung 78

Pentan 28

Natriumion 52, 98

Penten 105

M-Schale 9 ff., 22

Natriumsulfat 103

Perchlorsäure 102

Magnesium 3, 44, 98 f.

Natriumsulfid 58

Periodensystem der Elemente

Magnesiumchlorid 58

Natronlauge 59, 78, 92 ff.

(PSE) 4, 6, 9 ff., 44

Magnesiumion 52

-, Titration 93

-, Bindungsverhält-

Magnesiumoxid 98

Nebengruppenelemente
nisse 62
magnetische Quantenzahl

44, 58, 104

-, Farbgestaltung 10

14

-, Oxidationsstufen 103

-, Elektronegativität 67

Mangan 4, 26, 102

Nebenquantenzahl 13 f.

-, Elementgruppen 44

Mangan(II)-chlorid 49

Neon 3, 10, 46, 49

-, Elementsymbol 7

Mangan(IV)-oxid 49

-, Elektronenkonfigu-

-, Hauptgruppen 44 ff.

Masse, molare 33, 35, 37
ration 10

-, Massenzahl 7

Massenanteil 77

Neutralisationsreaktion

-, Nebengruppen-

91 f.

elemente 44

Stichwo<tverzeidlnis

115

-, Ordnungszahl 7

-, Energiebeteili

-, räumliche Strukturen

-, Schreibweise 8
gung 29 ff.

56

-, verkürztes 44

-, exotherme 30

-, Sauerstoff-halti-

-, Verwendung 9

Reaktionsbedingungen
ge 103 f.

Permanganation 59, 104 f.

24

- , Schmelzverhalten 6 0

Phenolphthalein 90

Reaktionsenthalpie 31

- , wichtige Beispiele 58

Phosphation 60, 86

Reaktionsgleichung

Salzkristalle 57, 60

Phosphor 3, 45, 65

24-29, 36

-, Hydratation 75

Phosphor(Ill)-chlorid 49

-, qualitative und quantita

Salzlösungen, Leitfähig-

Phosphor(V)-chlorid 49
tive Aussagen 36
keit 54 ff.

Phosphorsäure 85 f.

-, Regeln zur Richtig-

Salzsäure 63, 81 f., 84 f.,

Phosphortrichlorid 27 f.

stellung 26 ff.

92 ff., 99, 105

Phosphorwasserstoff 102

Reaktionspfeil 23

-, Titration 93
pH-Wert 88 ff.

Reaktionsschema 24 ff.

Sauerkraut, pH-Wert 89
pOH-Wert 89 f.

Reaktionswärme 31

Sauerstoff 3, 23 f., 26 f.,

Polarität von Atombin-

Redoxgleichung 104 ff.

29 f., 36, 40, 45, 61, 64,
dungen 69 f.

Redoxreaktion 97, 99 ff.

101 f.

Polonium 45

Reduktion 98 ff.

Sauerstoffgruppe 44, 45,

Produkt 24, 26, 27, 30 f.,

Reduktionsmittel 100

51

39, 110

Reinelement 7

Säure 82 -87, 92 ff.

Propanol 40, 42

Reinstoff 2

-, Grundlegendes 82 ff.

Protolyse 82, 85 f.

Resublimation 1

-, mehrprotonige 86

Proton 5 f., 9, 32, 85

Rohrzucker, Löslichkeit in

-, Protonendonato-

Protonenabgabe 82, 84 f.,

Wasser 77
ren 82 f.

87

Rubidium 13, 44

Säure-Base-Indikatoren 90

Protonenakzeptoren 82 f.

Rücktitration 94, 96

Säure-Base-Konzept nach

Protonenaufnahme 82,

Rutherford'sches Atom-

Lewis 82

8S f.

modell 5

Säure-Base-Reaktion 83,

Protonendonatoren 82 f.

87

Protonenübergang 81-97

- nach Brönstedt 82

Protonenzahl 6 f.

s

Säure-Base-Titration 92 ff.

Pyrit 54

Säurebegriff nach Brönstedt,
s-Elektronen 13

Definition 82

Salpeter 54

Säurestärke 86

Q

Salpetersäure 28 f., 54, 85

Schalen 8 ff., 50

Salzbildner 46

Schalenmodell 8 ff.

Q-Schale 9 f.

Salzbildung 57 f.

Schießpulver 59

Quantenzahl 14, 16

- durch Neutralisation 91 f. Schmelze 55, 60

Quecksilber 4

Salze 44, 46, 53-60,

Schmelzpunkt 2, 72

Quecksilber(I)-chlorid 59

75-77, 103

Schmelztemperatur 60

Quecksilber(II)-chlorid 59

-, Bindungsverhält

Schwarzpulver 54

Quecksilberoxid 49
nisse 56

Schwefel 3, 26, 45, 64 f.,

-, Bindungswertigkeit 56

102

-, charakteristische Eigen-

-, Ringform 64

R
schaften 60

Schwefeldioxid 27 f., 49,

-, chemische Formeln 57

102

Schwefelsäure 28 f., 33,

Radium 4, 44

-, Kristallstruktur 55, 60

54, 82, 85 f., 101

Radon 46, 50

-, Lösungsvorgang im

-, Berechnung der Molekül

Reaktionen, endotherme

Wasser 75 ff.

masse 33

30

-, mehratomige Ionen 59

116

Stichwortve.zeichnis

- , Titration 94

Sulfation 60, 77, 86, 104

Schwefeltrioxid 27 f., 49

Sulfidion 86
w

Schwefelwasserstoff 47,

Sulfition 86

49, 64, 86, 102

Waschmittel 1 1 1

Schwefelwasser-

Wasser 23, 2 6 , 29 f., 47,
stoff(säure) 86

T

75 f., 80 f., 83 ff.

Schweflige Säure 86, 102

-, Autoprotolyse 88

Selen 45

-, Berechnung der Molekül-

Teilchen, Eigenbewegung

Siedepunkt 2, 72
masse 33

74

Siedepunktserhöhung 75

-, desti liiertes,

Teilchenzahl 34, 37, 41 f.

Siedetemperatur 114
pH-Wert 89

Teilladung 69, 74

Silber 4, 99

-, Lösungsmittel 75, 77

Tellur 45

Silberbromid 48

Tetrachlorkohlenstoff 76

-, räumlicher Bau 71

Silbernitrat 99

Wasserdipol 75

Tetrachlormethan 76

Silidum 3, 45

Wassermolekül, Bindungs-

Tetraeder 66, 7 1

Soda 54, 59
polarität 69

Thallium 4 5

Speichel, pH-Wert 89

-, Wechselwirkung mit

Titan 11

Spin 16

Ionen 75

Titration 92

Spinquantenzahl 15

Wasserstoff 3, 6, 10, 12,

Tonerde 54

Steinsalz 54

23, 2 9 f., 61, 63

Stickstoff 3, 26, 45, 61,

-, Elektronenkonfigu-

64, 72
ration 10
u

Stickstoff(II)-oxid 49

Wasserstoffbrücken

Stickstoff(IV)-oxid 49
bindung 74

Übergangsmetalle

Stickstoffdioxid 27 f., 102

Wasserstoffperoxid 48, 105
s. Nebengruppenelemente

Stickstoffgruppe 44, 45,

Wertigkeit, stöchiometri

Universalindikator 90

5 1
sche 47 ff.

Unterniveau 13 ff.

stöchiometrische Berech-

Wertigkeitsstufe 47
nung 35 f., 39 f., 78

Wismut 45

-, Beispiele 40

-, Formeln 37 f.

v

-, Größen

37, 39
x

-, systematische Vorgehens-

Valenzelektronen 51, 61 f.,
weise 39

64, 72

Xenon 46, 50

-, Wertigkeit 47

Valenzelektronen paar 70

Stoff 1 f.

Valenzstrichformel 61 f.

Stoffmenge 34 ff., 41, 76,

Van-der-Waals-Kräfte 73

Z

78, 92 ff., 96 f.

Verbindung 2, 24 f., 47 ff.,

Stoffmengenkonzentra-

60, 68

Zement 54
tion 37, 78

-, binäre 48

Zin k 4

Stoffmengenverhältnis 39

Verbindungsgesetze 47

Zinn 4, 45

Stoffportion 33, 34 f.

Verhältnisformel 57

Zitronensäure 82

Stoffteilchen, Kräfte 73

Volumen, molares 37

-, Wechselwirkung 72

Volumenanteil 77 -78

Strontium 44

Volumengesetz bei Gasen

Sublimation 1

3 5 f.

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Chemie für Ahnungslose (2010 - 7. Auflage)

- ISBN: 9783777617923
- Vorwort
- --> Inhaltsverzeichnis

Kapitel

1 Einführung
2 Übersicht über die Aggregatzustände
3 Stoffe, Gemische, Reinstoffe, Elemente

4 Die Einteilung der Reinstoffe - einige wichtige Begriffe

5 Elemente und ihre Symbole

- 5.1 Die ersten zwanzig Elemente (Ordnungszahl 1-20)

- 5.2 Weitere wichtige Elemente

6 Der Bau des Atoms

- 6.1 Das Kern-Hülle-Modell

- 6.2 Bestandteile von Atomkern und Elektronenhülle

- 6.3 Der Bau des Atomkerns bei den einzelnen Elementen

- 6.3.1 Protonen
- 6.3.2 Neutronen und Isotope
- 6.3.3 Schreibweise

7 Das Schalenmodell der Atomhülle

- 7.1 Die Besetzung der Energiestufen mit Elektronen

- 7.2 Die Verwendung des Periodensystems der Elemente

8 Grundlagen des Orbitalmodells

- 8.1 Energiestufen und Energieniveaus

- 8.2 Atomhüllen mit mehreren Elektronen

- 8.2.1 Die Nebenquantenzahl l
- 8.2.2 Elektronenanzahl auf den Unterniveaus
- 8.2.3 Die magnetische Quantenzahl m
- 8.2.4 Die Spinquantenzahl s
- 8.2.5 Zusammenfassung

- 8.3 Atomorbitale

- 8.3.1 Atomorbitale und Kästchenschreibweise

- 8.3.2 Die Reihenfolge der Orbitalbesetzung

- 8.3.3 Die Elektronenkonfiguration in der Kästchenschreibweise

- 8.3.4 Die Elektronenkonfiguration in der Kurzschreibwefse

9 Ionen

- 9.1 Die Ionisierungsenergie
- 9.2 Die Elektronenaffinität
- 9.3 Die Ionisierung des Aluminium-Atoms
- 9.4 Schreibweise

- 9.5 Zusammenfassung und wichtige Fachbegriffe

10 Das Reaktionsschema

11 Das Gesetz von der Erhaltung der Masse

12 Chemische Gleichungen

- 12.1 Ihre Aufgabe in der Chemie

- 12.2 Die Formeln chemischer Verbindungen - der Molekülbegriff

- 12.3 Das "Aufstellen" von chemischen Gleichungen

- 12.4 Übungen

13 Energiebeteiligung bei chemischen Reaktionen

- 13.1 Beispiele

- 13.1.1 Die Knallgasreaktion

- 13.1.2 Die Zerlegung von Wasser mittels Gleichstrom

- 13.2 Die exotherme Reaktion
- 13.3 Die endotherme Reaktion
- 13.4 Die Reaktionsenthalpie Delta HR

14 Die atomare Masseneinheit u
15 Die Masse von Molekülen
16 Das Mol
17 Die Avogadro- oder Loschmidt'sche Zahl
18 Stoffmengen und Stoffportionen
19 Das molare Volumen

20 Die verschiedenen Aussagen chemischer Gleichungen

21 Gebräuchliche stöchiometrische Größen und Formeln

22 Dezimale Vielfache und Teile von Einheiten

23 Stöchiometrische Berechnungen und Übungen

- 23.1 Tipps zur systematischen Vorgehensweise

- 23.2 Beispiele für immer wiederkehrende stöchiometrische Berechnungen

24 Die Elementgruppen des "verkürzten" Periodensystems

- 24.1 Die Hauptgruppen

- 24.2 Kurzcharakteristik der Hauptgruppen

25 Die Bindungswertigkeit

- 25.1 Definition der stöchiometrischen Wertigkeit

- 25.2 Praktische Anwendung

26 Edelgaskonjiguration und Oktettregel

- 26.1 Die Elektronenkonfiguration der Edelgase

- 26.2 Das Elektronenoktett

- 26.3 Die Valenzelektronen

- 26.4 Ausblick auf die Vorgänge in den Elektronenhüllen während chemischer Reaktionen

- 26.4.1 Alkalimetalle
- 26.4.2 Erdalkalimetalle
- 26.4.3 Halogene

27 Salze

- 27.1 Bedeutung der Salze

- 27.2 Leitfähigkeit von Salzlösungen

- 27.2.1 Leitfähigkeitsprüfer

- 27.2.2 Folgerungen aus der Leitfähigkeit einer Salzlösung oder -schmelze

- 27.3 Bindungsverhältnisse und räumliche Strukturen in Satzen

- 27.3.1 Die Ionenbindung

- 27.3.2 Das Ionengitter

- 27.4 Chemische Formeln für Salze

- 27.5 Wichtige Salze in der anorganischen Chemie

- 27.5.1 Salze der Hauptgruppenelemente aus einatomigen Ionen

- 27.5.2 Salze mit wechselnden Wertigkeiten

- 27.5.3 Salze mit mehratomigen Ionen

- 27.6 Eigenschaften von Ionenverbindungen

28 Die Atombindung

- 28.1 Die Valenzstrichformel

- 28.1.1 LEWIS-Formeln der Elemente Wasserstoff, Sauerstoff, Stickstoff und Fluor

- 28.1.2 Nichtbindende Elektronenpaare

- 28.2 Bindungsverhältnisse und PSE am Beispiel der zweiten Periode

- 28.3 Beispiele

- 28.4 Zusammenfassung

29 Diamant und Graphit - Modifikationen des Kohlenstoffs

- 29.1 Atomgitter
- 29.2 Modifikationen eines Elementes
- 29.3 Diamant und Graphit im Vergleich

30 Die Elektronegativität

- 30.1 Elektronegativitäten und PSE

- 30.2 Elektronegativität und Reaktivität

31 Die polare Atombindung

- 31.1 Die Bindung im Chlorwasserstoffmolekül
- 31.2 Die Bindungen im Wassermolekül
- 31.3 Die Bindungen im Ammoniakmolekül

- 31.4 Moleküle mit polaren Bindungen ohne Dipoleigenschaften

32 Der räumliche Bau von Molekülen

- 32.1 Regeln zur Ermittlung des Molekülbaus

- 32.2 Molekülbeispiele mit vier Elektronenpaaren

- 32.3 Übersicht über geometrische Formen in Molekülen

33 Wechselwirkungen zwischen Stoffteilchen

- 33.1 Van-der-Waals-Kräfte

- 33.1.1 Van-der- Waals-Kräfte am Beispiel der Halogene

- 33.2 Wasserstoffbrückenbindungen

- 33.3 Dipol-Dipol-Wechselwirkungen

- 33.4 Lösungsvorgänge und Lösungsmittel

- 33.4.1 Wasser als Lösungsmittel für Salze
- 33.4.2 Unpolare Lösungsmittel
- 33.4.3 Zusammenfassung und Fachausdrücke

34 Massenanteil und Volumenanteil

35 Die Stoffmengenkonzentration

36 Das Aufspalten von Atombindungen

- 36.1 Homolyse

- 36.1.1 Der Reaktionsmechanismus der Chlorwasserstoffherstellung

- 36.1.2 Zusammenfassung und Fachbegrlffe

- 36.2 Heterolyse

- 36.2.1 Reaktion zwischen Chlorwasserstoff und Wasser

- 36.2.2 Zusammenfassung und Fachbegrlffe

37 Protonenübergänge

- 37.1 Grundlegendes zu Säuren und Basen

- 37.2 Die Säure-Base-Reaktion

- 37.2.1 Beispiele

- 37.3 Ampholyte

- 37.3.1 Wasser - Ampholyt und Lösungsmittel

- 37.3.2 Andere Ampholyte

- 37.4 Die Stärke von Säuren und Basen
- 37.5 Saure und alkalische Lösungen
- 37.6 Der Neutralpunkt einer Lösung
- 37.7 Der pH-Wert

- 37.8 Zusammenhänge zwischen der Oxoniumionenkonzentration c(H3O+) und der Hydroxidionenkonzentration c(OH-)

- 37.9 Indikatoren

- 37.10 Die Neutralisationsreaköon

- 37.10.1 Die Bedeutung der H3O+ - und OH-Ionen

- 37.10.2 Salzbildung durch Neutralisation

- 37.11 Die Säure-Base-Titration

- 37.12 Die Berechnungen zur Säure-Base-Titration

- 37.12.1 Grundlegende Betrachtungen
- 37.12.2 Aufgaben
- 37.12.3 Lösungen

38 Elektronenübergänge

- 38.1 Die Bedeutungsentwicklung der Begriffe Oxidation und Reduktion

- 38.2 Einige typische Redoxreaktionen

- 38.3 Formaler Umgang mit Redoxvorgängen

- 38.3.1 Grundsätzliches

- 38.3.2 Oxidationszahlen

- 38.3.3 Übungen zur Ermittlung von Oxidationszahlen

- 38.3.4 Oxidationszahlen in sauerstolfhaltigen Salzen

- 38.3.5 Die Erstellung von Redoxglelchungen

- 38.3.6 Das "Aufstellen von Redoxgleichungen" an Beispielen

Weiterführende Literatur

Stichwortverzeichnis

Table of Contents

Chemie für Ahnungslose (2010 - 7. Auflage)

- ISBN: 9783777617923
- Vorwort
- --> Inhaltsverzeichnis

Kapitel

1 Einführung
2 Übersicht über die Aggregatzustände
3 Stoffe, Gemische, Reinstoffe, Elemente

4 Die Einteilung der Reinstoffe - einige wichtige Begriffe

5 Elemente und ihre Symbole

- 5.1 Die ersten zwanzig Elemente (Ordnungszahl 1-20)

- 5.2 Weitere wichtige Elemente

6 Der Bau des Atoms

- 6.1 Das Kern-Hülle-Modell

- 6.2 Bestandteile von Atomkern und Elektronenhülle

- 6.3 Der Bau des Atomkerns bei den einzelnen Elementen

- 6.3.1 Protonen
- 6.3.2 Neutronen und Isotope
- 6.3.3 Schreibweise

7 Das Schalenmodell der Atomhülle

- 7.1 Die Besetzung der Energiestufen mit Elektronen

- 7.2 Die Verwendung des Periodensystems der Elemente

8 Grundlagen des Orbitalmodells

- 8.1 Energiestufen und Energieniveaus

- 8.2 Atomhüllen mit mehreren Elektronen

- 8.2.1 Die Nebenquantenzahl l
- 8.2.2 Elektronenanzahl auf den Unterniveaus
- 8.2.3 Die magnetische Quantenzahl m
- 8.2.4 Die Spinquantenzahl s
- 8.2.5 Zusammenfassung

- 8.3 Atomorbitale

- 8.3.1 Atomorbitale und Kästchenschreibweise

- 8.3.2 Die Reihenfolge der Orbitalbesetzung

- 8.3.3 Die Elektronenkonfiguration in der Kästchenschreibweise

- 8.3.4 Die Elektronenkonfiguration in der Kurzschreibwefse

9 Ionen

- 9.1 Die Ionisierungsenergie
- 9.2 Die Elektronenaffinität
- 9.3 Die Ionisierung des Aluminium-Atoms
- 9.4 Schreibweise

- 9.5 Zusammenfassung und wichtige Fachbegriffe

10 Das Reaktionsschema

11 Das Gesetz von der Erhaltung der Masse

12 Chemische Gleichungen

- 12.1 Ihre Aufgabe in der Chemie

- 12.2 Die Formeln chemischer Verbindungen - der Molekülbegriff

- 12.3 Das "Aufstellen" von chemischen Gleichungen

- 12.4 Übungen

13 Energiebeteiligung bei chemischen Reaktionen

- 13.1 Beispiele

- 13.1.1 Die Knallgasreaktion

- 13.1.2 Die Zerlegung von Wasser mittels Gleichstrom

- 13.2 Die exotherme Reaktion
- 13.3 Die endotherme Reaktion
- 13.4 Die Reaktionsenthalpie Delta HR

14 Die atomare Masseneinheit u
15 Die Masse von Molekülen
16 Das Mol
17 Die Avogadro- oder Loschmidt'sche Zahl
18 Stoffmengen und Stoffportionen
19 Das molare Volumen

20 Die verschiedenen Aussagen chemischer Gleichungen

21 Gebräuchliche stöchiometrische Größen und Formeln

22 Dezimale Vielfache und Teile von Einheiten

23 Stöchiometrische Berechnungen und Übungen

- 23.1 Tipps zur systematischen Vorgehensweise

- 23.2 Beispiele für immer wiederkehrende stöchiometrische Berechnungen

24 Die Elementgruppen des "verkürzten" Periodensystems

- 24.1 Die Hauptgruppen

- 24.2 Kurzcharakteristik der Hauptgruppen

25 Die Bindungswertigkeit

- 25.1 Definition der stöchiometrischen Wertigkeit

- 25.2 Praktische Anwendung

26 Edelgaskonjiguration und Oktettregel

- 26.1 Die Elektronenkonfiguration der Edelgase

- 26.2 Das Elektronenoktett

- 26.3 Die Valenzelektronen

- 26.4 Ausblick auf die Vorgänge in den Elektronenhüllen während chemischer Reaktionen

- 26.4.1 Alkalimetalle
- 26.4.2 Erdalkalimetalle
- 26.4.3 Halogene

27 Salze

- 27.1 Bedeutung der Salze

- 27.2 Leitfähigkeit von Salzlösungen

- 27.2.1 Leitfähigkeitsprüfer

- 27.2.2 Folgerungen aus der Leitfähigkeit einer Salzlösung oder -schmelze

- 27.3 Bindungsverhältnisse und räumliche Strukturen in Satzen

- 27.3.1 Die Ionenbindung

- 27.3.2 Das Ionengitter

- 27.4 Chemische Formeln für Salze

- 27.5 Wichtige Salze in der anorganischen Chemie

- 27.5.1 Salze der Hauptgruppenelemente aus einatomigen Ionen

- 27.5.2 Salze mit wechselnden Wertigkeiten

- 27.5.3 Salze mit mehratomigen Ionen

- 27.6 Eigenschaften von Ionenverbindungen

28 Die Atombindung

- 28.1 Die Valenzstrichformel

- 28.1.1 LEWIS-Formeln der Elemente Wasserstoff, Sauerstoff, Stickstoff und Fluor

- 28.1.2 Nichtbindende Elektronenpaare

- 28.2 Bindungsverhältnisse und PSE am Beispiel der zweiten Periode

- 28.3 Beispiele

- 28.4 Zusammenfassung

29 Diamant und Graphit - Modifikationen des Kohlenstoffs

- 29.1 Atomgitter
- 29.2 Modifikationen eines Elementes
- 29.3 Diamant und Graphit im Vergleich

30 Die Elektronegativität

- 30.1 Elektronegativitäten und PSE

- 30.2 Elektronegativität und Reaktivität

31 Die polare Atombindung

- 31.1 Die Bindung im Chlorwasserstoffmolekül
- 31.2 Die Bindungen im Wassermolekül
- 31.3 Die Bindungen im Ammoniakmolekül

- 31.4 Moleküle mit polaren Bindungen ohne Dipoleigenschaften

32 Der räumliche Bau von Molekülen

- 32.1 Regeln zur Ermittlung des Molekülbaus

- 32.2 Molekülbeispiele mit vier Elektronenpaaren

- 32.3 Übersicht über geometrische Formen in Molekülen

33 Wechselwirkungen zwischen Stoffteilchen

- 33.1 Van-der-Waals-Kräfte

- 33.1.1 Van-der- Waals-Kräfte am Beispiel der Halogene

- 33.2 Wasserstoffbrückenbindungen

- 33.3 Dipol-Dipol-Wechselwirkungen

- 33.4 Lösungsvorgänge und Lösungsmittel

- 33.4.1 Wasser als Lösungsmittel für Salze
- 33.4.2 Unpolare Lösungsmittel
- 33.4.3 Zusammenfassung und Fachausdrücke

34 Massenanteil und Volumenanteil

35 Die Stoffmengenkonzentration

36 Das Aufspalten von Atombindungen

- 36.1 Homolyse

- 36.1.1 Der Reaktionsmechanismus der Chlorwasserstoffherstellung

- 36.1.2 Zusammenfassung und Fachbegrlffe

- 36.2 Heterolyse

- 36.2.1 Reaktion zwischen Chlorwasserstoff und Wasser

- 36.2.2 Zusammenfassung und Fachbegrlffe

37 Protonenübergänge

- 37.1 Grundlegendes zu Säuren und Basen

- 37.2 Die Säure-Base-Reaktion

- 37.2.1 Beispiele

- 37.3 Ampholyte

- 37.3.1 Wasser - Ampholyt und Lösungsmittel

- 37.3.2 Andere Ampholyte

- 37.4 Die Stärke von Säuren und Basen
- 37.5 Saure und alkalische Lösungen
- 37.6 Der Neutralpunkt einer Lösung
- 37.7 Der pH-Wert

- 37.8 Zusammenhänge zwischen der Oxoniumionenkonzentration c(H3O+) und der Hydroxidionenkonzentration c(OH-)

- 37.9 Indikatoren

- 37.10 Die Neutralisationsreaköon

- 37.10.1 Die Bedeutung der H3O+ - und OH-Ionen

- 37.10.2 Salzbildung durch Neutralisation

- 37.11 Die Säure-Base-Titration

- 37.12 Die Berechnungen zur Säure-Base-Titration

- 37.12.1 Grundlegende Betrachtungen
- 37.12.2 Aufgaben
- 37.12.3 Lösungen

38 Elektronenübergänge

- 38.1 Die Bedeutungsentwicklung der Begriffe Oxidation und Reduktion

- 38.2 Einige typische Redoxreaktionen

- 38.3 Formaler Umgang mit Redoxvorgängen

- 38.3.1 Grundsätzliches

- 38.3.2 Oxidationszahlen

- 38.3.3 Übungen zur Ermittlung von Oxidationszahlen

- 38.3.4 Oxidationszahlen in sauerstolfhaltigen Salzen

- 38.3.5 Die Erstellung von Redoxglelchungen

- 38.3.6 Das "Aufstellen von Redoxgleichungen" an Beispielen

Weiterführende Literatur

Stichwortverzeichnis