7 Ionenverbindungen - asset.klett.de · Risiko Karies dadurch geringer. – Fluoride werden in den Zahnschmelz ein-gelagert. Wenn durch Säure eine Deminera-lisation beginnt, sind

7 Ionenverbindungen

100 Elemente Chemie 8 – 10 Baden-Württemberg

Salze und Metalle (S. 184 / 185)

A1 a) 0,5 g/kg ⋅ 70 kg = 35 g 5 g/kg ⋅ 70 kg = 350 g Die letale Dosis von Kochsalz für einen Erwachsenen mit einem Körpergewicht von 70 kg variiert

zwischen 35 g und 350 g.b) Dies entspricht 7 – 70 Teelöffeln Kochsalz.

A2 a) Zahnschmelz besteht zu einem großen Teil aus „Hydroxylapatit“, C a 5 [OH (P O 4 ) 3 ]. Durch Zahnpasta,

die Natriumfluorid enthält, soll das Hydroxid-Ion durch das Fluorid-Ion ersetzt werden, wodurch der noch härtere „Fluorapatit“, C a 5 [F (P O 4 ) 3 ], entsteht. Allerdings laufen chemische Reaktionen an Festkörperoberflächen nur langsam ab. (Die Benennungen als Apatite sind mineralogische Trivial- namen.)

b) mögliche Argumente:

Vorteile Nachteile

– Die Dosis bestimmt, ob ein Stoff für die Gesundheit gut oder schlecht ist. Das ist beim Fluorid nicht anders, aber weniger dramatisch.

– Fluoride unterstützen die Remineralisation. Sie helfen dabei, die Calciumphosphate schneller in den Zahnschmelz einzubauen. Die Zeit für Bakterien, die Schwachstellen im Schmelz zu nutzen, wird kürzer und das Risiko Karies dadurch geringer.

– Fluoride werden in den Zahnschmelz ein-gelagert. Wenn durch Säure eine Deminera-lisation beginnt, sind Fluoride zur Stelle, um die Remineralisation zu beschleunigen.

– Fluoride bilden eine Art Schutzfilm um die Zähne. Wenn Säure entsteht, wird diese be-reits aus dieser Deckschicht neutralisiert.

– Fluoride dringen in die Bakterien ein und stören ihren Stoffwechsel. Die zahngefähr-liche Säureproduktion wird gehemmt.

– Die Dosis bestimmt, ob ein Stoff für die Gesundheit gut oder schlecht ist. Das ist beim Fluorid nicht anders, aber weniger dramatisch. Wird zu viel Fluorid eingenom-men, entsteht eine sogenannte Fluorose (Fluorvergiftung). Symptome einer akuten Fluoridvergiftung sind unter anderem Übel-keit, Erbrechen, Durchfall, Bauchschmerzen.

– Eine deutlich erhöhte Aufnahme von Fluo-riden in der Schwangerschaft kann die In- telligenz des Kindes langfristig mindern. Allerdings wird Zahnpasta in der Regel nicht geschluckt.

A3 Metallische Elemente: Ca (Calcium), Mg (Magnesium)Nichtmetallische Elemente: F (Fluor), P (Phosphor), O (Sauerstoff), C (Kohlenstoff)

Anmerkung: Als Hilfestellung zum Auffinden der Elemente Sauerstoff und Kohlenstoff können die Verhältnisfor-meln der Salze angegeben werden: Calciumcarbonat (CaC O 3 ), Magnesiumphosphat (M g 3 (P O 4 ) 2 ).

A4 Das Gebiet des heutigen Deutschlands (Europas) war in der Frühzeit von Meeren bedeckt. Die Salzlagerstätten wurden durch Eindampfen von abgetrennten Meeresteilen gebildet, so z. B. in Europa vor etwa 200 Millionen Jahren aus dem Zechsteinmeer. Die Salzlagerstätten liegen in 300 – 1500 m Tiefe und sind zum Teil über 100 m dick. Entsprechend der unterschiedlichen Löslichkeit der Salze im Meer erfolgte die Ablagerung in Schichten. Dieser Vorgang wiederholte sich mehrfach.

Zu den Aufgaben

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Elemente Chemie 8 – 10 Baden-Württemberg 101

A5 Individuelle Lösungen. Diese Aufgabe kann mithilfe eines Mineralienbuches oder einer Internetsuchmaschine gelöst werden. Es können Eigenschaften wie Farbe, Glanz, Kristallform, Dichte, Ritzhärte und Strichprobe aufgeführt werden.

Ritzhärte nach MohsDiese Methode zur Untersuchung von Mineralien ist deswegen beliebt, weil sie sich recht einfach durchführen lässt. Sie beruht darauf, dass harte Stoffe die Oberfläche von weicheren anritzen. Der Härteskala nach Mohs liegen die Einstufungen der folgenden Referenzmineralien zugrunde:

Mineralien Härte nach Mohs

Talk 1

Gips 2

Kalkspat (Calcit) 3

Flussspat (Fluorit) 4

Apatit 5

Feldspat (Orthoklas) 6

Quarz 7

Topas 8

Korund 9

Diamant 10

Wenn die Oberfläche eines zu testenden Minerals sich nicht von einem ausgewählten Referenz-mineral ritzen lässt, so ist seine Härte größer. Ritzen zwei Mineralien sich gegenseitig nicht, besitzen sie die gleiche Härte.Mit wenigen gut verfügbaren Hilfsmitteln lässt sich die Härte eines unbekannten Stoffes einstufen bzw. abschätzen, wenn die Referenzmineralien nicht zur Verfügung stehen.Die Klinge eines Taschenmessers hat die Härte 5,5 – 6, sodass alle Mineralien mit der Härte 1 – 5 davon geritzt werden können. Fensterglas hat die Härte 5, eine Kupfermünze die Härte 3 und ein Finger-nagel die Härte 2.

StrichprobeBei der Strichprobe wird die Farbe festgestellt, die ein Mineral auf einer rauen Porzellanplatte (Strich- tafel) hinterlässt. Die Farbe des Striches kann ganz anders sein als die Eigenfarbe des Minerals.

A6 a) Kathode (Minuspol): 2 N a + + 2 e – → 2 Na Anode (Pluspol): 2 C l – → C l 2 + 2 e – b) Es werden Elektronen von den Chlorid-Ionen auf die Anode (Pluspol) übertragen. Natrium-Ionen

übernehmen Elektronen von der Kathode (Minuspol).c) Beim Wechselstrom wechselt dauernd die Stromrichtung und damit auch die Anode (Pluspol) und

die Kathode (Minuspol). Es könnten Natrium und Chlor nebeneinander stehen, was zu einer gefähr- lichen Reaktion führen würde.

A7 Der Rohstoff für die Aluminiumgewinnung ist das Mineral Bauxit, aus dem man zunächst Aluminiumoxid (A l 2 O 3 ) gewinnt. Dieses ist nicht wasserlöslich und hat eine sehr hohe Schmelztempe-ratur. Deshalb löst man es in geschmolzenem Kryolith (N a 3 Al F 6 ) und elektrolysiert dieses Gemisch. Die Schmelzflusselektrolyse wird bei einer Temperatur von ca. 950 °C in einer Eisenblechwanne durch- geführt, die mit Graphit ausgekleidet ist. Das Graphitfutter der Wanne dient als Kathode. Die Anode besteht aus Graphitblöcken, die in die Schmelze eintauchen. An den Elektroden laufen die folgenden Reaktionen ab:

Minuspol (Kathode): A l 3 + + 3 e – → AlPluspol (Anode): 2 O 2 – → O 2 + 4 e –

Der entstehende Sauerstoff verbrennt die Graphitblöcke zu Kohlenstoffmonooxid und Kohlenstoff-dioxid.Für die Herstellung von einer Tonne Aluminium benötigt man ca. 13 000 Kilowattstunden elektrische Energie.

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A8 Aluminium ist zwar ein sehr unedles Metall, braucht aber dennoch keinen Korrosionsschutz.Es überzieht sich auf natürliche Weise mit einer 2/10 000 mm dicken schützenden Oxidschicht, die gut haftet und sehr dicht und zudem noch durchsichtig und damit unsichtbar ist. Außerdem ist es ein Leichtmetall, durch dessen Einsatz z. B. im Fahrzeugbau sich entsprechend der Treibstoffverbrauch erniedrigen lässt. Es lässt sich relativ leicht recyceln.

A9 Gegenstände werden mit Kupfer, Nickel oder Chrom überzogen, um sie vor Umwelteinflüssen zu schützen oder ihnen ein schönes Aussehen zu verleihen.Ein Fahrradlenker aus Stahl wird z. B. erst verkupfert, damit er nicht rostet. Kupfer aber bildet mit Stoffen aus der Luft einen dunklen und mit der Zeit grünen Belag. Da sich eine Chromschicht nicht direkt auf Kupfer auftragen lässt, wird der Fahrradlenker anschließend vernickelt und erhält dann erst einen dünnen, glänzenden und harten Chromüberzug.

A10 a) Elektrofahrräder werden in der Regel mit einem Lithium-Ionen-Akku betrieben.b) Ein Pedelec darf ohne Führerschein gefahren werden. Ein Pedelec ist ein Fahrrad mit Tretunter-

stützung. Im Gegensatz zum E-Bike darf der Motor nur durch aktives Treten eine Unterstützung leisten. Das Pedelec darf eine Höchstgeschwindigkeit von 25 km/h nicht überschreiten. Das E-Bike wird durch einen Elektromotor ganz oder teilweise angetrieben. Ein E-Bike darf nur mit einem Führerschein gefahren werden. Beim Fahren mit dem E-Bike besteht Helmpflicht. Kann man mit dem Elektrofahrrad mehr als 25 km/h fahren, so genügt nicht der Mofaführerschein, sondern man benötigt eine Fahrerlaubnis der Klasse M oder höher.

c) Mit einem Pedelec oder E-Bike erreicht man in der Regel schneller und bequemer sein Ziel als mit einem Fahrrad ohne Motorunterstützung. Der Kraftaufwand für den Nutzer oder die Nutzerin beim Fahren ist geringer. Der Radius der erreichbaren Ziele in gleicher Zeit ist in der Regel größer. Der Anschaffungspreis für ein Pedelec oder E-Bike ist im Vergleich zu einem Fahrrad vergleichbarer Qualität höher. Ein Pedelec oder E-Bike gilt immer weniger als „Rentnerfahrzeug“, neues Design überzeugt immer mehr Menschen.

d) Elektroroller benötigen, insbesondere auf kurzen Strecken, weniger Energie als Roller mit Verbren-nungsmotoren. Der Lärm ist geringer. Es werden keine Abgase an die Umwelt abgegeben. Die Wartung des Elektromotors ist geringer, da es weniger Verschleißteile gibt.

A11 Vorteile: geringere Betriebs- und Unterhaltskosten, umweltfreundlicher wegen der geringen

Lärmentwicklung und während des Fahrens das Fehlen der Abgabe von Abgasen an die Umwelt, geringer Wartungsaufwand im Vergleich zu einem Auto mit Verbrennungsmotor

Nachteile: hohe Anschaffungskosten, (derzeit noch) geringe Reichweite, niedrige Lebensdauer des Akkumulators, (derzeit noch) lange Aufladungszeit des Akkumulators

Die Nachteile werden allerdings durch technische Entwicklungen und eine bessere Infrastruktur immer mehr abgebaut.

V1 a) Man kann den Knochen bis zu einer Woche im Essig lassen. Es muss darauf geachtet werden,

dass der Knochen wirklich gründlich abgespült wird, damit möglichst keine Reste von Essigessenz zurückbleiben.

b) Das Material, das vom Knochen zurückbleibt, ist weich, biegsam und elastisch. Man kann es z. B. in einem Schraubglas oder Kunststoffbeutel für lange Zeit lagern, es wird lediglich etwas dunkler.

c) Durch die Einwirkung der Säure wurden die mineralischen Bestandteile entfernt (nicht etwa aufgelöst). Knorpel bleibt zurück. Knorpel besteht aus Eiweiß und ist elastisch. Die Elastizität des Knorpels kennen die Schülerinnen und Schüler aus ihren Erfahrungen z. B. von den elastischen Teilen an den Gelenkstellen der Hähnchenknochen.

Zu dem Versuch

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7.1 Salze (S. 186)

V1 Reaktion von Zink mit Kupferchlorid

Aufgabenlösungen:1. a) Beim Umrühren setzt die Reaktion sofort ein. Es zischt, und Dampf steigt auf. Die Temperatur

steigt auf ca. 100 °C. Es entsteht ein weißer Feststoff (nicht immer gut erkennbar) und ein kupfer- roter Feststoff (deutlich erkennbar). Außerdem bleiben Reste der Ausgangsstoffe (dunkelgraues Zinkpulver und grünes Kupferchlorid) übrig. Das Gemisch der Reaktionsprodukte ist nass.

b) Das Filtrat ist eine hellblaue, klare Lösung. Beim Zutropfen der Nachweislösung entsteht ein braungelber Niederschlag. (Hinweis: Zinkchlorid-Lösung ist farblos, aber die Lösung enthält Reste von Kupferchlorid.)

2. Der Temperaturanstieg zeigt, dass die Reaktion exotherm ist.3. Die Ausgangsstoffe sind Zink und eine Verbindung aus Kupfer und Chlor. Eines der Reaktionspro-

dukte ist der weiße Feststoff Zinkchlorid, also eine Verbindung aus Zink und Chlor. Die Kupfer-Atome können aber nicht einfach „verschwinden“. Folglich ist der kupferrote Feststoff vermutlich der elementare Stoff Kupfer. (Hinweis: Außerdem ist Wasser entstanden; es ist „übriges“ Wasser aus dem eingesetzten Kupfer(II)-chlorid-Dihydrat.)

V2 Salze im Wasser

Aufgabenlösungen1. und 2. Das Erhitzen von destilliertem Wasser hinterlässt keinen Rückstand. Beim Leitungswasser erhält

man (abhängig von der permanenten Härte des Wassers) einen trüben Belag. Beim Erhitzen von Mineralwasser ergibt sich ein recht deutlicher weißer Rückstand.

3. In Mineralwasser sind, wie der Name schon vermuten lässt, wesentlich mehr Mineralien gelöst als in Leitungswasser. Ein Faktor 10 ist nicht selten zu finden.

V3 Elektrische Leitfähigkeit von GetränkenDie Leitfähigkeit steigt vom dest. Wasser → Leitungswasser → Mineralwasser / Sportgetränk hin an. Begründen lässt sich das mit dem unterschiedlichen Gehalt an Mineralien. Ob das Sportgetränk mehr oder weniger Mineralien als das Mineralwasser enthält, hängt stark von der Sorte ab. Die Mischungen verschiedenster Zucker im Sportgetränk hat keinen Einfluss auf die Leitfähigkeit.

7.2 Ionen in Salzlösungen (S. 187)

V1 Die Salzlösungen leiten den elektrischen Strom, die Zuckerlösung nicht.Meist ist für die Durchführung der Leitfähigkeitsuntersuchungen eine Spannung von 4 V bis 6 V ausreichend.

Hinweis: Wenn als Anzeiger für die Leitfähigkeit einer Lösung eine Glühlampe eingesetzt wird, leuch- tet diese bei destilliertem Wasser nicht auf. Wird der sehr empfindliche Bereich eines Stromstärke-messgerätes gewählt, kann bei destilliertem Wasser eine geringe Stromstärke gemessen werden. Für die Auswertung und den weiteren Unterrichtsgang ist es sicherlich günstig, den Messbereich so ein- zustellen, dass bei den gewählten Bedingungen (Spannung, Leitfähigkeitsmessstab) bei destilliertem Wasser keine (von Null verschiedene) Stromstärke angezeigt wird.Eigentlich werden Leitfähigkeitsuntersuchungen mit Wechselspannung durchgeführt, um eine Elek- trolyse und damit verbundene Stoffabscheidung zu vermeiden. Durch die Stoffabscheidung würde nämlich ein galvanisches Element mit entsprechender Gegenspannung aufgebaut. Die von außen angelegte Spannung wäre nicht mehr die, die für die Stromleitung zum Tragen kommt. Allerdings lässt sich diese Spannungsverfälschung erst bei hohen Frequenzen (im MHz-Bereich) oder starker Vergrößerung der Elektrodenoberfläche ausschließen. Da es hier auf die genaue Höhe der Spannung nicht ankommt, kann man auch mit Gleichspannung arbeiten; die Beobachtung der Stoffabscheidung ist außerdem für die weiteren Überlegungen, die zur Elektrolyse führen, sogar sinnvoll.

V2 Die Beobachtungen und Deutungen sind im Text des Schülerbuches wiedergegeben und abgebildet.

Zu den Versuchen

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7.3 Metalle und ihre Bindung (S. 188 / 189)

A1 a) Bei Metallen bilden die Atomrümpfe ein Metallgitter. Zwischen den Metallrümpfen können sich

die Valenzelektronen frei bewegen. Beim Anlegen einer Gleichspannung bewegen sich die Elek- tronen in einer Richtung zum Pluspol.

b) Erhitzt man ein Metallstück, so wird sowohl den Atomrümpfen als auch dem Elektronengas Ener- gie zugeführt. Die thermische Energie breitet sich zum einen durch Stöße zwischen den Atom-rümpfen aus, zum anderen durch die frei beweglichen Elektronen. Da die Energie von den Elek- tronen sehr schnell transportiert wird, haben Metalle eine hohe Wärmeleitfähigkeit und man spürt die Wärme der Flamme.

A2 – Hohe elektrische Leitfähigkeit: Metalle in der Elektrotechnik, z. B. Kupfer in elektrischen Kabeln,

Wicklungen von Motoren und Transformatoren, Leiterbahnen von Platinen – Hohe Wärmeleitfähigkeit: Kupfer in Wärmetauschern, Aluminium und Kupfer in Kühlkörpern,

z. B. in Computern – Plastische Verformbarkeit: Drahtseil aus Stahl, Blumendraht, Pressen von Stahlblech zu Auto-

karosserien

A3 Wenn in einem Draht Elektronen fließen, so stoßen diese auf Atomrümpfe. Die Elektronen bringen die Atomrümpfe zu stärkerem Schwingen. Diese macht sich als Erwärmung bemerkbar.

A4 Wenn in einem Draht Elektronen fließen, so stoßen diese auf Atomrümpfe. Die Elektronen bringen die Atomrümpfe zu stärkerem Schwingen. Diese macht sich als Erwärmung bemerkbar. In einem Föhn befinden sich dünne Heizdrähte, die sich beim Fließen des elektrischen Stroms sehr stark erwärmen. Mit einem Gebläse wird Luft über diese Heizdrähte geleitet. Diese Luft erwärmt sich und trocknet das Haar. Die Feuchtigkeit verdunstet.

7.4 Halogene (S. 190)

A1 Die einzigen bei Zimmertemperatur flüssigen elementaren Stoffe sind Brom und Quecksilber.

A2 Eigenschaften der Halogene:

Farbe Reaktions- fähigkeit

Aggregat- zustand

Schmelz- temperatur (°C)

Siede- temperatur (°C)

Fluor schwach gelblich sehr heftig gasförmig – 219 – 188

Chlor gelbgrün sehr heftig gasförmig – 101 – 35

Brom rotbraun heftig flüssig – 7 59

Iod grau-schwarz weniger heftig fest 113 184

A3 Die Elemente Fluor, Chlor und Brom gehören zu den Halogenen und sind sehr reaktionsfreudig. Aufgrund dieser Reaktionsfreudigkeit kommen sie nicht als Elemente, sondern nur in Form von Ver- bindungen vor.

A4 Die Berechnung erfolgt für die im Text genannte Grenze für die Chlorierung von 1 l Schwimm-badwasser mit 0,6 mg Chlor.

V = m _ ρ = 0,6 ⋅ 1 0 – 3 g

__ 2,99 g/l = 0,2 ⋅ 1 0 – 3 l

Das Schwimmbadwasser enthält 0,2 ml Chlor (20 °C, 1013 hPa) pro Liter.

A5 Iod ist ein wichtiges Spurenelement und wird vom menschlichen Körper zum Aufbau eines Schilddrüsenhormons verwendet. Besonders viele Iod-Verbindungen finden sich in Nahrungsmitteln wie Fisch, Algen und Meeresfrüchten. Menschen, die abseits der Küstengebiete wohnen, müssen daher über andere Wege genug Iod-Verbindungen zu sich nehmen. Eine ausreichende Versorgung wird heute durch iodiertes Speisesalz erreicht.

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Hinweis: Bei der Durchführung der Experimente muss sichergestellt sein, dass keine Gase in den Klassenraum gelangen. Apparaturen müssen deshalb mit einem Filter (z. B. Kohlefilter) ausgestattet sein, oder die Experimente werden im Abzug ausgeführt. Wenn alle nötigen Sicherheitsvorkehrungen getroffen sind, sind auch Schülerversuche zugelassen (Liste zur Einstufung von Chemikalien gemäß Gefahrstoffverordnung).

Eine besondere Schwierigkeit und oft ungeliebte Tätigkeit stellt die Reinigung der benutzten Appa- raturen dar. Die folgenden Vorgehensweisen haben sich bewährt: Nach Abschluss der Experimente wird Aktivkohle (pulverisiert) in die Apparatur gegeben. Dann wird sie für kurze Zeit in den Abzug gestellt, bis Chlor bzw. Brom vollständig adsorbiert sind. Anschließend kann die Reinigung erfolgen, ohne dass Schadstoffe in nennenswertem Maße freigesetzt werden. Die mit Halogenen beladene Aktivkohle wird abfiltriert und der Entsorgung zugeführt. Alternativ kann auch Natriumthiosulfat zugesetzt werden. Es reduziert Chlor-Moleküle zu Chlorid-Ionen. Der Vorteil ist, dass keine Entsorgung eines mit Halogen beladenen Stoffes anfällt; ein Nachteil ist, dass den Schülerinnen und Schülern die ablaufenden komplizierten Redoxreaktionen nur sehr schwer zu erklären sind.

V1 Um in der Apparatur das Auftreten eines Überdrucks durch Staub zu vermeiden, darf keine feinpulverige Aktivkohle als Füllung verwendet werden

V2 Die eingebrachten farbigen Gegenstände verlieren ihre Farbe nach kurzer Zeit durch die bleichende Wirkung des Chlors. Diese besteht in einer oxidativen Zerstörung der Farbstoffe.

V3 Die Aktivkohle kann in beträchtlichem Ausmaß Halogene (und anderes) durch Adsorption an der großen Oberfläche aufnehmen. Man erkennt es hier an der Entfärbung im Gasraum.

V4 a) In Wasser ist Iod nur sehr wenig löslich, die Lösung ist leicht bräunlich.b) In Alkohol ist die Löslichkeit gut, die Lösung ist braun.

7.5 Natriumchlorid und andere Ionenverbindungen (S. 192 / 193)

A1 Um herauszufinden, welche Ladung ein Ion wahrscheinlich hat, geht man folgendermaßen vor: Man entnimmt dem entsprechenden Atom so lange Elektronen bzw. fügt ihm so lange Elektro-nen hinzu, bis es Edelgaskonfiguration hat. Die Anzahl der entnommenen Elektronen entspricht der positiven Ladung, die Anzahl der hinzugefügten Elektronen entspricht der negativen Ladung des Ions.

A2 a) Das Oxid-Ion hat zwei Elektronen mehr als das Sauerstoff-Atom, also 2 und 8 Elektronen in den

ersten beiden Schalen. Die Ladung beträgt – 2.b) Das Calcium-Ion hat zwei Elektronen weniger als das Calcium-Atom, also 2, 8 und 8 Elektronen in

den ersten drei Schalen. Die Ladung beträgt + 2.

A3 a) Na-Atom: 11 p + , 12 n, 11 e – N a + -Ion: 11 p + , 12 n, 10 e – Das Natrium-Ion hat 1 e – weniger als das Natrium-Atom, d. h., das Ion hat nur zwei besetzte

Energiestufen, das Natrium-Atom hat die 3. Energiestufe mit 1 e – besetzt.b) F-Atom: 9 p + , 10 n, 9 e – F – -Ion: 9 p + , 10 n, 10 e – Ein Fluorid-Ion hat 1 e – mehr als ein Fluor-Atom, die Anzahl der besetzten Energiestufen beträgt 2.

A4 Beispiele:Lithiumsulfid L i + , S 2 – Natriumiodid N a + , I – Kaliumsulfid K + , S 2 – Calciumoxid C a 2 + , O 2 – Bariumbromid B a 2 + , Br –

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A5 a) Alkalimetalleb) Elementares Natrium würde bei Aufnahme in unseren Mund sofort mit dem Wasser aus dem

Speichel stark exotherm reagieren zu Natriumhydroxid und Wasserstoff. (Natriumhydroxid löst sich in Wasser auf und würde unsere Speiseröhre lebensgefährlich verätzen.) Im Körper können also nur Natrium-Verbindungen (Salze), wie z. B. Natriumchlorid, in gelöster Form vorkommen.

A6 In allen Fällen sind nicht die elementaren Stoffe, d. h. Metalle gemeint, sondern Verbindungen, welche diese Elemente (Atomarten) enthalten. Genauer handelt es sich meist um Salze, die in unseren Körperflüssigkeiten gelöst sind, konkret auf die Teilchen bezogen, in jedem Fall aber um die Ionen dieser genannten Elemente.

7.6 Halogene sind Salzbildner (S. 194 / 195)

A1 Innerhalb der Elementgruppe der Alkalimetalle nimmt die Reaktionsfähigkeit der elementaren Stoffe von Lithium bis Caesium zu, innerhalb der elementaren Stoffe der Halogene von Fluor bis Iod ab.

A2 2 Al + 3 C l 2 → 2 AlC l 3 Cu + B r 2 → CuB r 2

A3 Eine Spatelspitze jedes der drei Salze wird in je einem Reagenzglas in wenig destilliertem Wasser aufgelöst. Zu den drei klaren Lösungen werden je 1 – 2 Tropfen verdünnte Silbernitrat-Lösung gegeben. Es bilden sich jeweils flockige Niederschläge aus den Salzen Silberchlorid (weiß), Silber-bromid (weißgelb) und Silberiodid (gelb).

V1 Herstellung des zu verwendenden Reagenzglases: Das Glas wird mit einem durchbohrten Stopfen, in dem ein Glasrohr mit aufgestecktem Gummischlauch steckt, verschlossen und von der Seite her in die Flamme gebracht. Das gewünschte Loch entsteht durch Blasen mit dem Mund, wenn das Glas genügend erweicht ist. Das Reagenzglas wird (am besten, schon bevor das Loch geblasen wird) in eine vorher gefertigte Scheibe aus Pappe oder anderem Material gesteckt. Sie dient der Abdeckung des Zylinders.

V2 Zum Erhitzen der Eisenwolle reicht es, sie kurz durch eine Brennerflamme zu schwenken.

V3 Zur Durchführung dieses Experimentes ist ein gut ziehender Abzug unbedingt notwendig.

V4 a) und b)Die Reaktion von Brom-Wasser mit Kupfer- bzw. Zinkpulver zeigt deutlich, wie stark sich Stoffeigen-schaften durch eine chemische Reaktion verändern können. Aus dem gelblichen Bromwasser und dem rötlichen Kupfer wird eine blaue (eventuell hier leicht grünliche) Lösung des Salzes Kupferbromid. Bei der Reaktion mit Zink entsteht eine helle, im Idealfall klare Lösung von Zinkbromid.

V5 Iod-Dampf erzeugt man zweckmäßig dadurch, dass man einige Iod-Kristalle in einen Stand-zylinder gibt und ihn im Wasserbad erwärmt. Um Vergleichbarkeit zu erzielen, sollten die beiden anderen Standzylinder, die mit Chlor bzw. Brom gefüllt sind, ebenfalls erwärmt werden. Die Kupfer-folien überziehen sich schnell mit einer Schicht des entsprechenden Halogenids: CuC l 2 gelbbraun, CuB r 2 schwarz, Cu I weiß.

V6 Bei den Lösungen mit Natriumchlorid, Kaliumchlorid und Calciumchlorid fällt nach Zugabe der Silbernitrat-Lösung ein weißer Niederschlag aus. Bei den Lösungen mit Natriumbromid bzw. Kalium-bromid beobachtet man einen weißgelben Niederschlag. Ein gelber Niederschlag ist bei Zugabe der Silbernitrat-Lösung zu den Lösungen von Natriumiodid und Kaliumiodid zu beobachten.

Zu den Aufgaben

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7.7 Salze – eine bedeutende Stoffklasse (S. 196 / 197)

A1 Zur Gewinnung von Kochsalz wird Meerwasser in eine Reihe von flachen Becken geleitet, in denen durch Verdunstung des Wassers die Konzentration der gelösten Salze immer mehr zunimmt. Dabei scheidet sich zunächst Kalk und anschließend Gips ab. Durch weitere Verdunstung in den folgenden Becken nimmt die Konzentration der noch gelösten Salze zu, bis schließlich aus der stark eingedampften Lösung (von 1000 kg Meerwasser sind nur noch etwa 80 kg vorhanden) Kochsalz aus- kristallisiert. Bevor sich noch leichter lösliche Salze abscheiden, wird die restliche Lösung abgeleitet.

A2 In Deutschland gibt es nahezu unerschöpfliche Steinsalzvorkommen. Unter Steinsalzlager-stätten sind in den Atlanten nur die Vorkommen, deren Abbau besonders lohnend ist, vermerkt, z. B.: Borth (Nordrhein), Bernburg (Saale), Bad Friedrichshall, Bad Reichenhall (Salzgewinnung aus Sole). Große Salzlagerstätten, die hauptsächlich aus Steinsalz bestehen, sind die als Kalisalzvorkommen bezeichneten Lagerstätten. Sie liegen vor allem um den Harz und im Werrarevier.

A3 In einem abgetrennten Meeresbecken würden sich bei vollständiger Verdunstung die leichter löslichen Kalium- und Magnesiumsalze über Natriumchlorid abscheiden. Bleibt eine Verbindung zum Ozean erhalten, können sich die Bedingungen so verändern, dass nur schwerer lösliche Salze abge- schieden werden. Diese Ablagerung schützt das darunter liegende Salz vor der Auflösung.

A4 a) Aufdruck auf einem „isotonischen“ Sportgetränk: „… zum Ausgleich schweißbedingter Flüssig-

keitsverluste, mit Kohlenhydraten, Natrium und Vitamin C“. Die Schülerinnen und Schüler finden auf der Zutatenliste außer Natriumchlorid noch Kaliumchlorid, Magnesiumcarbonat und Calcium-phosphat, die als weitere Salze („Mineralstoffe“) angesprochen werden. Die Bedeutung der Kohlenhydrate – besonders der Zucker („Glucose“ und „Saccharose“ müssen „übersetzt“ bzw. im Lexikon nachgeschlagen werden) – als „Energielieferanten“ ist den Schülerin-nen und Schülern aus dem Biologieunterricht meist noch bekannt.

b) Mineralwässer haben (wie der Name schon andeutet) einen hohen Gehalt an Mineralien. Dieser ist bei den meisten „Sportgetränken“ wesentlich geringer, teilweise nur 1/10. Sportgetränke enthal-ten aber zusätzlich Kohlenhydrate (Zucker), um die beim Sport „verbrauchte Energie“ dem Körper schnell wieder zuzugführen.

A5 a) und b)Der Gehalt des Mineralwassers an gelösten Salzen ist davon abhängig, wie das Gestein im Gebiet, in dem sich die Quelle befindet, zusammengesetzt ist. Lösliche Salze aus den Gesteinen finden sich in den Mineralwässern wieder. Die Tabellen differieren je nachdem, welche Etiketten gesammelt wurden.

7.8 Die Ionenbindung (S. 198 / 199)

A1 Schnittbild durch das Ionengitter:

A2 Bei der Auswahl der Kugeln sollte das Verhältnis der Ionenradien beachtet werden, denn der Sinn dieses Modells liegt auch darin, dass die Raumerfüllung verdeutlicht wird.

Zu den Aufgaben

Zu den Aufgaben

Chlorid-Ion Natrium-Ion

+–+ –

+– +–

+

+–

–+

+–

+–+

+

+

+– +–

–

+

–

+

–

–

–

+–+

+– –

+–+

+– –

+–+

+– –

+–

–

+

–

+

–

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A3 a) NaCl, LiCl, KCl, KBr, MgO, CaOb) Natriumchlorid: N a + , C l – Lithiumchlorid: L i + , C l – Kaliumchlorid: K + , C l – Kaliumbromid: K + , B r – Die Ionen tragen je eine negative bzw. eine positive Elementarladung. Diese Ladungen heben sich

bei den in a) angegebenen Verhältnisformeln auf, sodass die Salze insgesamt neutral sind.

Magnesiumoxid: M g 2 + , O 2 – Calciumoxid: C a 2 + , O 2 – Die Ionen tragen je zwei negative bzw. zwei positive Elementarladungen. Diese Ladungen heben

sich bei den in a) angegebenen Verhältnisformeln auf, sodass die Salze insgesamt neutral sind.

7.9 Gitterbildung und Energie (S. 200)

A1 Bei der Bildung von Caesiumchlorid aus den elementaren Stoffen Caesium und Chlor sind Sublimationsenergie ( E S ), Dissoziationsenergie ( E D ) und Ionisierungsenergie ( E I ), aber auch Elektro-nenaffinität ( E A ) und Gitterenergie ( E G ) beteiligt. Die Bildungsenergie Δ E I des Caesiumchlorids setzt sich aus den genannten Teilenergien zusammen.

Es gilt:Δ E I = E S + E D + E I + E A + E G

Daraus folgt für die Gitterenergie: E G = Δ E I – ( E S + E D + E I + E A )

Sublimationsenergie und Ionisierungsenergie sind für Caesium im Aufgabentext angegeben. Auch die Dissoziationsenergie und Elektronenaffinität für Chlor sind auf der Seite erwähnt. Die molare Bildungsenergie von Caesiumchlorid kann dem Aufgabentext entnommen werden.Cs (s) + C l 2 (g) → 2 CsCl (s) Δ E I = – 866 kJ ⋅ mo l – 1

E G = – 433 kJ ⋅ mo l – 1 – (78 + 121 + 376 – 355) kJ ⋅ mo l – 1 = – 433 kJ ⋅ mo l – 1 – 220 kJ ⋅ mo l – 1 = – 653 kJ ⋅ mo l – 1

7.10 Kristallzüchtung (S. 201)

A1 Das Filterpapier dient dazu, die Verdunstung des Wassers zu verlangsamen und damit das Wachstum des Kristalls. Bei zu schneller Verdunstung wächst der Kristall unregelmäßig oder es setzen sich auch am Boden Kristalle ab.Ein weiterer Zweck des Filters ist, dass kein Staub in das Becherglas gelangt und somit keine weiteren Kristallisationskeime vorhanden sind.

A2 Die Skizze könnte so aussehen:

A3 a) Die absinkenden Schlieren bedeuten, dass die konzentrierte Salzlösung in der verdünnteren Lösung

absinkt. Der Salzkristall am Faden wird sich also mehr und mehr auflösen.

Zu det Aufgabe

Zu den Aufgaben

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b) Der gelöste Stoff kristallisiert nur dann aus, wenn die Lösung immer gesättigt bleibt, d. h., wenn das Wasser entsprechend fortschreitend verdunstet. Die Löslichkeit dieses Salzes ist von der Tem- peratur abhängig, sie nimmt mit steigender Temperatur zu. So könnte sich die Lösung z. B. durch Sonneneinstrahlung erwärmt und der Kristall sich aufgelöst haben. Bei nächtlicher Abkühlung fällt das Salz wieder aus, aber in Ermangelung des Startkristalls am Faden dann am Boden.

V1 Gesättigte SalzlösungFür die Versuche wird Kupfer(II)-sulfat-Pentahydrat (blaues Kupfersulfat) oder Kaliumaluminiumsulfat-Dodecahydrat (Alaun; Aluminiumkaliumsulfat-Dodecahydrat) eingesetzt.

Für die Herstellung der gesättigten Lösungen werden größere Portionen an Kupfer(II)-sulfat-Penta-hydrat oder Kaliumaluminiumsulfat-Dodecahydrat benötigt. Die Angaben zur Löslichkeit der beiden Salze in der Literatur und bei den Vertreibern der Produkte sind unterschiedlich. Für die Produkte von Merck wird angegeben: Die Löslichkeit von Kupfer(II)-sulfat-Pentahydrat wird 317 g/l bei 20 °C angegeben und die von Kaliumaluminiumsulfat-Dodecahydrat 139 g/l bei 20 °C. Die Löslichkeit beider Salze ist stark temperaturabhängig, die Löslichkeit von Kupfer(II)-sulfat-Pentahydrat ist bei 50 °C etwa doppelt so hoch wie bei 20 °C, die Löslichkeit von Kaliumaluminiumsulfat-Dodecahydrat steigt sogar auf das Dreifache.

Allerdings fallen bei den drei Versuchen praktisch keine Abfälle an. Die Salzlösungen gibt man nach den Versuchen am besten in ein Kunststoffgefäß, das sich ein wenig eindrücken lässt. Die Lösungen lässt man eintrocknen und sammelt die Feststoffe. Insbesondere Kupfer(II)-sulfat-Pentahydrat-Kris-talle backen an der Gefäßwand und auf dem Gefäßboden fest. Durch Drücken der Gefäßwände und Kratzen lassen sich die Kristalle lösen und in einem Gefäß für die nächsten Kristallzüchtungen auf- bewahren.

V2 Gewinnung von StartkristallenZur Befestigung der Startkristalle ist Kunststoffnähgarn am besten geeignet. An einem Baumwoll-faden kriecht die Salzlösung in [V3] hoch und bildet mehrere Nebenkristalle.

V3 KristallwachstumDie Lösung muss an einem gleichmäßig temperierten Ort aufgestellt werden, ansonsten löst sich der Startkristall oder es bilden sich immer wieder Kristalle auf dem Boden. Sinnvoll ist es, das Becherglas in einen Karton mit Styropor-Verkleidung zu stellen.

7.11 Nachweise von Ionen (S. 202)

V1 Nachweis von Alkalimetallen und Erdalkalimetallen durch FlammenfärbungAufgabenlösungen1. Individuelle Leistung

Die Flammenfarbe von Lithiumchlorid und Strontiumchlorid unterscheiden sich deutlich. Die Flammenfarbe des Lithiumchlorids ist intensiver. Das Farbempfinden ist individuell, deshalb sollten die Schülerinnen und Schüler zunächst die Proben mit den bekannten Verbindungen durchführen, bevor unbekannte Verbindungen mit der Flammenfärbung identifiziert werden.

2. Chlorid Flammenfarbe

Lithiumchlorid rote Flamme

Natriumchlorid gelborange Flamme

Kaliumchlorid hellviolette Flamme

Strontiumchlorid rote Flamme

Bariumchlorid grüne Flamme

Probe Flammenfarbe Hinweis auf:

Backpulver gelb / gelborange Natrium

Schmierseife hellviolett Kalium

Kernseife gelb / gelborange Natrium

Brausepulver gelb / gelborange Natrium

3. Das Cobaltglas ist bei Proben von Nutzen, die durch die Natriumflamme verunreinigt sind. Das blaue Cobaltglas verschluckt das gelborange Licht des Natriums.

Zu den Versuchen

Zu den Versuchen

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V2 Nachweis von Halogenid-IonenBeobachtungen: In allen drei Reagenzgläsern bildet sich ein Niederschlag.

Lösung Natriumchlorid Natriumbromid Natriumiodid

Farbe des Niederschlags weiß gelblich intensiv gelb

Beim Niederschlag handelt es sich um Silberchlorid Silberbromid Silberiodid

V3 Nachweis von Kupfer(II)-IonenBei Zugabe von nur wenig Ammoniak-Lösung ergibt sich ein hellblauer, trüber oder flockiger Nieder- schlag. Die Trübung verschwindet bei steigender Ammoniak-Konzentration zusehends und schließlich liegt eine tiefblaue Lösung vor.

HinweisC u 2 + -Ionen liegen in wässriger Lösung als blauer Hexaaquakomplex [Cu ( H 2 O ) 6 ] 2 + vor. Wird Ammoniak-Lösung hinzugegeben, so bildet sich zunächst ein hellblauer Niederschlag von Kupfer(II)-hydroxid (Cu (OH ) 2 ). Dieser löst sich im Ammoniak-Überschuss zum tiefblauen Tetraamminkupfer(II)-Komplex [Cu (N H 3 ) 4 ( H 2 O ) 2 ] 2 + . In diesem Versuch werden die an das Kupfer(II)-Ion, das geladene Zentral-Atom, angelagerten Wasser-Moleküle, die Liganden, teilweise durch die stabileren Ammoniak-Liganden ausgetauscht. Die Reaktion mit Ammoniak ist ein guter und empfindlicher Nachweis auf Kupfer(II)-Ionen.

V4 Nachweis von Eisen(III)-IonenEisen(III)-Salze reagieren mit Thiocyanat-Ionen zu intensiv rot gefärbten Komplexen.

Hinweis:Betrachtet man die Reaktion genauer, kann sie als eine Reihe mehrerer voneinander abhängiger Ligandenaustauschreaktionen beschrieben werden:

[Fe ( H 2 O ) 6 ] 3 + + SC N – [Fe (SCN) ( H 2 O ) 5 ] 2 + + H 2 O [Fe (SCN) ( H 2 O ) 5 ] 2 + + SC N – [Fe (SCN ) 2 ( H 2 O ) 4 ] + + H 2 O [Fe (SCN ) 2 ( H 2 O ) 4 ] + + SC N – [Fe (SCN ) 3 ( H 2 O ) 3 ] + H 2 O [Fe (SCN ) 3 ( H 2 O ) 3 ] + SC N – [Fe (SCN ) 4 ( H 2 O ) 2 ] – + H 2 O [Fe (SCN ) 4 ( H 2 O ) 2 ] – + SC N – [Fe (SCN ) 5 ( H 2 O) ] 2 – + H 2 O [Fe (SCN ) 5 ( H 2 O) ] 2 – + SC N – [Fe (SCN ) 6 ] 3 – + H 2 O

Bei kleinen Konzentrationen bestimmt die erste Reaktion die Farbe der Lösung, da der Komplex [Fe (SCN) ( H 2 O ) 5 ] 2 + eine wesentlich größere Stabilitätskonstante hat als die in den nachgeschalteten Gleichgewichtsreaktionen gebildeten Komplexe.

Eisen(III)-Salze bilden mit Kaliumhexacyanoferrat(II)-Lösungen intensiv blaue Niederschläge und kolloidal gelöste („lösliche“) Verbindungen.

Hinweis:Reaktionsgleichung: III II III IIF e 3+ + [Fe (CN ) 6 ] 4– [Fe Fe (CN ) 6 ] – („lösliches Berliner Blau“)

Bei höheren Konzentrationen bildet sich auch das „unlösliche Berliner Blau“:

III IIF e 4 [Fe (CN ) 6 ] 3

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7.12 Formeln und Namen von Ionenverbindungen (S. 203)

A1 Beispiele: nach a und ba) und b)LiF (Lithiumfluorid) NaCl Natriumchlorid) KBr (Kaliumbromid) MgC I 2 (Magnesiumchlorid)CaO (Calciumoxid)A l 2 S 3 (Aluminiumsulfid)GaN (Galliumnitrid)

A2 LiCl, MgC I 2 , CaS, K 2 O, A l 2 S 3 , Mg 3 N 2

A3 a) Wie im Merksatz auf der Schülerbuchseite schon aufgeführt, gilt: In einer Ionenverbindung stimmt

die Summe der positiven Ladungen mit dem Betrag der Summe der negativen Ladungen überein. Dieses gilt im Feststoff, in der Schmelze und auch in Lösungen.

b)

7.13 Eigenschaften von Ionenverbindungen (S. 204 / 205)

A1 Im destilliertem Wasser sind keine Ionen (außer die aus der Autoprotolyse des Wassers) enthalten. Daher leitet das destillierte Wasser den elektrischen Strom praktisch nicht. Meerwasser enthält sehr viele gelöste Salze, also Ionen, die den elektrischen Strom leiten. Auch Leitungswasser enthält die Ionen gelöster Salze, z. B. Calcium- und Hydrogencarbonat-Ionen, die den elektrischen Strom leiten. Wenn dem Leitungswasser Salze, Seifen oder Tenside zugegeben werden, nimmt die elektrische Leitfähigkeit noch zu, da die Ionenkonzentration, z. B. Natrium-Ionen, Seifen-Anionen, anionische Tenside, erhöht wird.

A2 a), b) und c)Bei den Alkalihalogeniden kann ein Einfluss der Ionenradien auf die Schmelztemperaturen erkannt werden: Je größer die Kationen (bei gleichem Anion) sind, desto niedriger ist die Schmelztemperatur. Ebenso ist sie niedriger, wenn das Anion (bei gleichem Kation) größer ist. Bei größerem Abstand der Ladungsschwerpunkte ist die Anziehung geringer.Die Erdalkalioxide haben viel höhere Schmelztemperaturen, weil hier zweifach geladene Kationen und zweifach geladene Anionen vorliegen. Auch hier sieht man, dass ein größeres Kation zu einer niedrigeren Schmelztemperatur führt.

A3 a) Im Korund A l 2 O 3 liegen A l 3 + - und O 2 – -Ionen vor. b) Die starke Anziehungskraft zwischen hochgeladenen Ionen führt zu großer Härte und hoher

Schmelztemperatur.

Zu den Aufgaben

Ionen

zufuhr

Ionengitter

Energie-

Zu den Aufgaben

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A4 Innerhalb einer Gruppe des Periodensystems nehmen die Ionenradien von oben nach unten zu. Dies haben sie mit den Atomradien gemeinsam. Der Grund ist, dass bei einem Schritt nach unten im PSE jeweils eine weitere Schale hinzukommt. Obwohl die gesamte Elektronenhülle wegen der stärkeren Kernanziehung etwas zusammenschrumpft, überwiegt der Effekt, der aus der Erhöhung der Schalenanzahl stammt.Innerhalb einer Periode nimmt bei einem Schritt nach rechts der Ionenradius ab. Hier wirkt sich die verstärkte Kernanziehung aus, ohne dass die Anzahl der Schalen größer würde. Die Elektronenanzahl ist z. B. bei den Ionen O 2 – und F – gleich, aber die Elektronenhülle im Fluorid-Ion unterliegt einer stär- keren Anziehung durch den etwas höher geladenen Kern.

A5 Da man bei Zuckerlösungen keine elektrische Leitfähigkeit beobachtet, kann Zucker nicht aus Ionen aufgebaut sein.

V1 Der Versuch muss wegen der Freisetzung von Chlor im Abzug durchgeführt werden. Sobald das Natriumchlorid geschmolzen ist, steigt die Stromstärke an, da die Ionen in der Schmelze freibeweglich sind.

7.14 Elektronenübergänge – Redoxreaktionen (S. 206)

A1

A2 Calcium + Schwefel ⟶ Calciumsulfid

Ca S ⟶ CaS

Die Calcium-Atome geben Elektronen ab. Die Abgabe von Elektronen ist eine Oxidation. Die Schwefel-Atome nehmen Elektronen auf. Die Aufnahme von Elektronen ist eine Reduktion. Die Elektronen werden von Calcium-Atomen auf Schwefel-Atome übertragen. Eine Elektronen-Übertragungsreaktion ist eine Redoxreaktion. Die Calcium-Atome sind dabei die Elektronendonatoren und die Schwefel-Atome die Elektronenakzeptoren. Die Calcium-Atome, die als Elektronendonatoren wirken und daher den Reaktionspartner, die Schwefel-Atome, reduzieren, werden Reduktionsmittel genannt. Die Schwefel-Atome sind Elektronenakzeptoren und damit Oxidationsmittel, da sie ihren Reaktionspartner, die Calcium-Atome, oxidieren. Ein Reduk- tionsmittel wird also oxidiert, ein Oxidationsmittel wird reduziert.

Zu dem Versuch

Zu den Aufgaben

Elektronenabgabe

Elektronenaufnahme

Elektronenaufnahme

Elektronenabgabe

Na + ONa+

2–O

Na Cl Cl–

+

++

�

�

NaNa+

Na+

Elektronenabgabe

Elektronenaufnahme

Elektronenaufnahme

Elektronenabgabe

Na + ONa+

2–O

Na Cl Cl–

+

++

�

�

NaNa+

Na+

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7.15 Die Redoxreihe der Metall-Atome und Metall-Ionen (S. 207)

A1 Wenn ein Metall-Atom mit einem Metall-Ion reagiert, so ist das Metall-Atom der Elektronen-donator und das Reduktionsmittel, das Metall-Ion ist der Elektronenakzeptor und das Oxidationsmittel.

A2 Oxidation: 2 Al ⟶ 2 A l 3 + + 6 e – Reduktion: 3 F e 2 + + 6 e – ⟶ 3 Fe

Redoxreaktion: 2 Al + 3 F e 2 + ⟶ 2 A l 3 + + 3 Fe

A3 Kupfer-Atome können an die links vom Kupfer stehenden Metall-Ionen der Redoxreihe Elektronen abgeben, also an Silber- und Gold-Ionen. Kupfer-Ionen können von den rechts von ihnen stehenden Metall-Atomen Elektronen aufnehmen, also von Eisen-, Zink-, Aluminium-, Magnesium- und Calcium-Atomen.Redoxreaktionen können zwischen Metall-Atomen starker Reduktionsmittel, hier Kupfer-Atome, und Metall-Ionen starker Oxidationsmittel, hier A g + - und A u 3 + -Ionen, ablaufen. Redoxreaktionen können zwischen Metall-Atomen starker Reduktionsmittel, hier: Ca-, Mg-, Al-, Zn-, Fe-Atome, und Metall-Ionen starker Oxidationsmittel, hier C u 2 + -Ionen, ablaufen.

A4 Kupfer-Atome können F e 3 + -Ionen zu F e 2 + -Ionen reduzieren:Cu + 2 F e 3 + → C u 2 + + 2 F e 2 + .

V1 a) Beobachtung: Der Eisennagel überzieht sich mit einer roten Kupferschicht. Die Lösung wird all-

mählich heller und grün, an der Oberfläche wird die Lösung auch allmählich gelb. Erklärung: Eisen-Atome werden zu F e 2 + -Ionen oxidiert, an der Oberfläche werden diese weiter zu F e 3 + -Ionen oxidiert. C u 2 + -Ionen werden zu Kupfer-Atomen reduziert.

b) Es findet keine Reaktion statt.

7.16 Elektrolysen – Redoxreaktionen durch elektrischen Strom (S. 208)

A1 Kationen sind positiv geladene Ionen. Sie wandern bei der Elektrolyse zum negativ geladenen Pol bzw. zur negativ geladenen Elektrode. Anionen sind negativ geladene Ionen. Sie wandern bei der Elektrolyse zum positiv geladenen Pol bzw. zur positiv geladenen Elektrode. Die Kathode ist der Minus- pol bzw. die negativ geladene Elektrode bei der Elektrolyse. Die Anode ist der Pluspol bzw. die positiv geladene Elektrode bei der Elektrolyse.

A2 Oxidation: I – ⟶ I + e – | ⋅ 2Reduktion: Z n 2 + + 2 e – ⟶ Zn

Redoxreaktion: Z n 2 + + 2 I – ⟶ Zn + 2 I ⟶ Zn + I 2

V1 An der Kathode entsteht ein grauer Belag von Zink, an der Anode entstehen gelb-bräunliche Schlieren, die anzeigen, dass Iod entstanden ist.Hinweis: Der Versuch ist geeignet, zu zeigen, wie verwendete Chemikalien recycelt werden können: Die entstandenen elementaren Stoffe Zink und Iod brauchen nicht entsorgt zu werden, sondern können wieder zu Zinkiodid reagieren, ggf. muss etwas Zink (Zinkgranalien) zugesetzt werden.

Zu den Aufgaben

Zu dem Versuch

Zu den Aufgaben

Zu dem Versuch

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7.17 Metallgewinnung durch Elektrolyse (S. 209)

A1 a) Aluminium wird sehr vielfältig eingesetzt, hier einige Beispiele: Autokarosserien, Fahrräder,

Schienenfahrzeuge, Getränkedosen, Alu-Folie, Bauverkleidungen, Verkehrsschilder, Elektrokabel.b) Aluminium hat eine sehr viel geringere Dichte als Stahl, beim Transport von Aluminiumaufbauten

und Gegenständen aus Aluminium wird dadurch sehr viel Energie im Vergleich zu Aufbauten und Gegenständen aus Stahl gespart. Aluminium überzieht sich an der Luft mit einer festen, luft- undurchlässigen Schicht, Aluminium korrodiert deshalb nicht.

c) Für die Herstellung von Aluminium aus Bauxit wird sehr viel Energie benötigt, insbesondere elektrische Energie. Durch das Recyceln von Aluminium wird demgegenüber sehr viel Energie eingespart.

A2 Oxidation: 2 O 2 – ⟶ O 2 + 4 e – | ⋅ 3Reduktion: A l 3 + + 3 e – ⟶ Zn | ⋅ 4

Redoxreaktion: 4 A l 3 + + 6 O 2 – ⟶ 4 Al + 3 O 2

Die Aluminium-Ionen werden an der Kathode (Minuspol) zu Aluminium-Atomen reduziert. Die Oxid- Ionen geben an die Anode Elektronen ab und werden zu Sauerstoff-Molekülen oxidiert. An der Anode findet eine Oxidation statt, an der Kathode eine Reduktion.(Der durch die Oxidation der Oxid-Ionen gebildete Sauerstoff verbrennt die Graphitblöcke zu Kohlenstoffmonooxid und Kohlenstoffdioxid.)

A3 Z n 2 + + 2 e – → Zn

7.18 Korrosionsschutz durch Elektrolyse (S. 210)

A1 Gegenstände werden verkupfert, vernickelt und verchromt, um sie vor äußeren Einflüssen zu schützen und ihnen ein schönes Aussehen zu verleihen.Ein Gegenstand aus Eisen bzw. Stahl wird z. B. erst verkupfert, damit er nicht rostet. Kupfer aber bildet mit Stoffen aus der Luft einen dunklen und mit der Zeit grünen Belag. Da sich eine Chrom-schicht nicht direkt auf Kupfer auftragen lässt, wird z. B. ein Fahrradlenker anschließend vernickelt und erhält dann erst einen dünnen, glänzenden und harten Chromüberzug.

A2 Anode: Cu ⟶ C u 2+ + 2 e – | OxidationKathode: C u 2+ + 2 e – ⟶ Cu | Reduktion

Durch Verwendung von Kupfer als Anodenmaterial wird bei der elektrolytischen Verkupferung die Konzentration der Kupfer-Ionen in der Lösung konstant gehalten.

A3 Das Brillengestell bildet die Kathode, den Minuspol.

7.19 Verkupfern von Gegenständen (S. 211)

A1 a) Beim Verkupfern werden am Pluspol Kupfer-Atome des Kupferblechs zu Kupfer-Ionen oxidiert. Am

Minuspol werden Kupfer-Ionen aus der Kupfersalz-Lösung zu Kupfer-Atomen reduziert, die sich auf der Oberfläche des angeschlossenen Gegenstandes abscheiden. Die Reaktion wird durch die angelegte Spannung erzwungen.

b) Die Kupfer(II)-sulfat-Lösung kann immer wieder verwendet werden, weil an der Anode genauso viele Kupfer-Atome zu Kupfer-Ionen oxidiert werden, wie an der Kathode Kupfer-Ionen zu Kupfer-Atomen reduziert werden. Die Konzentration an Kupfer-Ionen bleibt dadurch erhalten.

Zu den Aufgaben

Zu den Aufgaben

Zu den Aufgaben

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A2 Zunächst spießt man die Walnuss auf einen dicken Kupferdraht und besprüht die Walnuss mit Graphitleitlack und lässt den Lack gut trocknen. Anschließend wiederholt man das Besprühen noch zweimal. Die Walnuss hängt man in eine Kupfersalz-Lösung (z. B. Kupfer(II)-sulfat-Lösung). Die Walnuss umgibt man in der Lösung mit einem Kupferblech. Das Kupferblech wird mit dem Pluspol und die Walnuss mit dem Minuspol einer Spannungsquelle verbunden. Dann reguliert man die Spannung so ein, dass eine langsame Kupferabscheidung auf der Walnuss zu beobachten ist. Wenn die Walnuss vollständig verkupfert ist, nimmt man sie aus der Lösung und spült sie mit dest. Wasser ab. (Das Waschwasser fängt man auf und entsorgt es.)

A3 Der Gegenstand, der mit einem Metallüberzug versehen werden soll, wird in eine Salzlösung gehängt, die Ionen des Metallüberzugs enthält. Der Gegenstand wird mit dem Minuspol einer Gleich- spannungsquelle verbunden. Der Pluspol der Gleichspannungsquelle wird mit einem Metallblech verbunden, das ebenfalls in die Salzlösung taucht. Günstig ist es, ein Metallblech aus dem Überzugs-metall einzusetzen. So kann die Konzentration der Metall-Ionen der Salzlösung konstant gehalten werden. Ist dies nicht möglich, kann z. B. auch ein Stahlblech verwendet werden, zu dem dann während des Galvanisierens negativ geladene Ionen wandern, die Elektronen an das Stahlblech abgeben. Die Spannung ist so zu wählen, dass der Metallüberzug langsam und gleichmäßig erfolgt.

A4 Es gibt viele Metallüberzüge, die durch Galvanisieren erhalten werden. Häufig sind Metall-überzüge aus Chrom, Zink, Silber oder Gold.Beispiele: Verchromen von Fahrzeugteilen, Verchromen von Armaturen, Versilbern oder Ver- golden von Bestecken, Tabletts, Schalen oder Kannen, Verzinken von Schrauben

A5 Beim Feuerverzinken wird ein Gegenstand aus Eisen oder Stahl in geschmolzenes Zink (bei etwa 450 °C) getaucht. An der Berührungsfläche bilden sich eine Legierungsschicht aus Zink und Eisen und darüber eine fest haftende Zinkschicht. (Feuerverzinken ist kein galvanisches Verfahren !)

V1 Verkupfern von EisenAufgabenlösungenNach einiger Zeit erkennt man auf dem Gegenstand aus Eisen einen rötlichen Überzug aus Kupfer.Hinweis: Der zu verkupfernde Gegenstand muss gründlich gereinigt werden, damit der Kupferüber-zug haltbar ist. Bei den Schülerinnen und Schülern bestehen häufig falsche Vorstellungen über die Schichtdicke des Kupferüberzugs. Sie müssen darauf hingewiesen werden, dass sie beim Polieren nicht den Großteil der Schicht wieder entfernen.

V2 Verkupfern eines AhornblattesAufgabenlösungenNach einiger Zeit erkennt man auf dem Ahornblatt einen rötlichen Überzug aus Kupfer.Hinweis: Die Blätter müssen vor dem Galvanisieren lange genug gepresst und getrocknet werden. Damit die Schicht auf den Blättern gleichmäßig verkupfert wird, müssen die Blätter mindestens dreimal mit Graphitleitlack besprüht werden.

Zu den Versuchen

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7.20 Energiespeicherung durch Elektrolyse (S. 212)

A1 Elektrolyse

(endotherm)C u 2 + + 2 B r – Cu + B r 2

Galvanisches Element(exotherm)

b) Durch eine Elektrolyse wird elektrische Energie in chemische Energie umgewandelt. Im dann vorliegenden galvanischen Element kann chemische Energie in elektrische Energie umgewandelt werden.

A2 – Pumpspeicherwerke wandeln elektrische Energie in potenzielle Energie um. Zu Zeiten hoher Strom-

erzeugung und geringen Bedarfs wird Wasser aus dem Tiefbecken in das Oberbecken gepumpt. Wird zu einem späteren Zeitpunkt mehr elektrische Energie benötigt, leitet man das Wasser über Turbinen in das Tiefbecken zurück. Pumpspeicherwerke sind eine seit Jahrzehnten bewährte Tech- nik mit hohem Wirkungsgrad. Aber ihre Wasserbecken benötigen viel Platz. Deshalb gibt es Pläne, alte Bergwerksschächte, z. B. vom Steinkohleabbau im Ruhrgebiet, als Tiefbecken zu nutzen.

– Durch Elektrolyse wird elektrische Energie in chemische Energie umgewandelt. Hier ist insbeson-dere die Gewinnung von Wasserstoff aus Wasser bedeutsam, da Wasserstoff als vielfältiger Energieträger eingesetzt werden kann.

– Auch beim Laden von Akkumulatoren wird elektrische Energie in chemische Energie umgewandelt, es handelt sich hier ebenfalls um eine Elektrolyse. Die in den Akkumulatoren gespeicherte Energie kann als elektrische Energie vielfältig genutzt werden. In Zukunft könnten z. B. mit Akkumulatoren betriebene Autos überschüssige elektrische Energie speichern und bei Bedarf in das Stromnetz einspeisen.

– Durch Aufheizen z. B. von Wasser oder anderen geeigneten Flüssigkeiten wird elektrische Energie in thermische Energie umgewandelt. Die erwärmte Flüssigkeit kann z. B. zum Beheizen von Ge- bäuden oder Schwimmbädern eingesetzt werden.

V1 Der Versuch ist insbesondere als Projektionsversuch geeignet. Die Verwendung von Graphit-elektroden hat den Vorteil, dass die Spannung beim Betrieb des Elektromotors nicht so schnell sinkt. Man sollte außerdem darauf achten, dass eine möglichst große Elektrodenfläche in die Lösung taucht und die Konzentration der Lösung nicht zu gering ist. Nicht jeder Elektromotor ist geeignet; sein Anlaufstrom sollte möglichst kleiner als 12 mA sein. Im Versuch lief ein Solarmotor von Conrad (Nr. 198080) nur mit Graphitelektroden; ein Kleinmotor von der Firma Faulhaber lief auch mit Platin- elektroden. Falls kein ausreichend guter Elektromotor zur Verfügung steht, kann man auch mit einer billigen Armbanduhr experimentieren.Nach dem Versuch gibt man die Lösung mit einigen Zinkspänen in eine Vorratsflasche; auf diese Weise kann sie oft wiederverwendet werden. Steht kein Zinkiodid zur Verfügung, kann man die Lösung auch herstellen, indem man Zink und Iod im Massenverhältnis 1 : 4 mischt und in destilliertes Wasser gibt.Größere Stromstärken als im U-Rohr erreicht man, wenn man den Versuch aus Graphitplatten, einer Küvette und mit Draht versteiftem Schaumstoff als Diaphragma aufbaut.Statt Kaliumiodid kann man auch Kaliumbromid verwenden. Die Spannung beträgt dann ca. 1,8 V und der Elektromotor läuft deutlich länger.

Versuchsbeobachtungena) Bei Verwendung einer Zinkiodid-Lösung mit c (Zn I 2 ) = 1 mol/l ist ab ca. 8 V an Graphitelektroden

bzw. 5 V an Platinelektroden eine Abscheidung von Iod erkennbar. [B1] auf Seite 208 im Schüler-buch zeigt die Beobachtung an Graphitelektroden: ein „Zinkbäumchen“ an der Kathode, Iod-Schlie-ren (eigentlich Triiodid, I 3 – ) an der Kathode.

b) Nach 3 bis 4 Minuten Elektrolyse (U = 15 V) misst man eine Spannung von ca. 1,3 V. Verbindet man die Elektroden über einen kleinen Elektromotor, so läuft dieser eine kurze Zeit, bis das direkt an der Elektrode befindliche Iod wieder reduziert ist.

Zu den Aufgaben

Zu dem Versuch

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7.21 Akkumulatoren (S. 213)

A1 Bleiakkumulator

Vorteile Nachteile

– können kurzfristig sehr hohe Ströme liefern (z. B. wichtig beim Anlassen von Verbren-nungsmotoren)

– gutes Preisleistungsverhältnis– bei entsprechender Wartung und Pflege sehr

zuverlässig

– niedrige Energiedichte – ein (klassischer) Bleiakkumulator kann nicht

in seitlicher Lage oder kopfüber eingesetzt werden

– hohes Gewicht– umweltschädlich

Lithium-Ionen-Akkumulator

Vorteile Nachteile

– kein Memory-Effekt, der die Leistung bzw. die Kapazität des Akkumulators verringern würde

– lange Lagerfähigkeit aufgrund einer sehr ge-ringen Selbstentladung bei Lagerung

– hohe Energiedichte– lange Haltbarkeit des Akkumulators, je nach

Qualität und Bauart können bis zu fünfstellige Lade- bzw. Entladezyklen möglich sein

– niedriges Gewicht

– empfindlich gegenüber Tiefentladung und Überladung

– empfindlich gegen zu hohe oder zu niedrige Temperaturen

– relativ hohe Kosten– umweltschädlich

A2 Bleiakkumulator:

EntladenPb + P b 4+ ⟶ 2 P b 2+ ⟵

Laden

Lithium-Ionen-Akkumulator:

EntladenC o 4+ + C 6 – ⟶ C o 3+ + 6 C ⟵

Laden

7.22 Fachsprachen-Trainer (S. 214)

Hinweise: Alltagssprache in einen angemessenen Umgang mit der Fachsprache zu überführen, stellt eine Herausforderung dar. Spielerische Methoden können die Motivation liefern, sich intensiv mit schwierigen Sachverhalten auseinanderzusetzen. Die vorgestellte Methode liefert mannigfaltige Mög- lichkeiten. Es können Kärtchen vorgegeben werden, die Schülerinnen und Schüler erstellen selbst Kärtchen. Außerdem lässt sich mit dieser Methode eine sich selbst entwickelnde Differenzierung durchführen.

Bearbeitungsbeispiele:2 – Metall-Ionen nehmen an der Kathode Elektronen auf und werden zu Metall-Atomen reduziert.

– Nichtmetall-Ionen geben an die Anode Elektronen ab und werden zu Nichtmetall-Atomen oxidiert.

4 – Natrium-Ionen nehmen an der Kathode Elektronen auf und werden zu Natrium-Atomen reduziert.

– Chlorid-Ionen geben an die Anode Elektronen ab und werden zu Chlor-Atomen oxidiert. – Kalium-Ionen nehmen an der Kathode Elektronen auf und werden zu Kalium-Atomen reduziert. – Chlorid-Ionen geben an die Anode Elektronen ab und werden zu Chlor-Atomen oxidiert. – Kupfer-Ionen nehmen an der Kathode Elektronen auf und werden zu Kupfer-Atomen reduziert. – Chlorid-Ionen geben an die Anode Elektronen ab und werden zu Chlor-Atomen oxidiert. – Kalium-Ionen nehmen an der Kathode Elektronen auf und werden zu Kalium-Atomen reduziert. – Iodid-Ionen geben an die Anode Elektronen ab und werden zu Iod-Atomen oxidiert. – Zink-Ionen nehmen an der Kathode Elektronen auf und werden zu Zink-Atomen reduziert. – Iodid-Ionen geben an die Anode Elektronen ab und werden zu Iod-Atomen oxidiert.

Zu den Aufgaben

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Weitere Beispiele – Metall-Atome geben Elektronen ab und werden zu Metall-Ionen oxidiert. – Nichtmetall-Atome nehmen Elektronen auf und werden zu Nichtmetall-Ionen reduziert. – In Molekülen werden Atome durch Elektronenpaare zusammengehalten.

7.23 Zusammenfassung und Übung (S. 215 / 216)

A1 Teilchenarten, aus denen Stoffe bestehen:

Atome Moleküle Ionen

Kupfer Neon

Sauerstoff Stickstoff Wasser Eis Kohlenstoffdioxid

Aluminiumoxid NatriumiodidZinkbromidSilberchlorid

A2 Die Halogene sind sehr reaktionsfähige Stoffe, insbesondere reagieren sie sehr gut mit Metallen zu Salzen, wodurch auch ihre Bezeichnung als „Salzbildner“ verständlich wird. Deshalb treten sie in der Natur nur als Verbindungen auf.

A3 a) In einer Tabelle sieht die Lösung zur Aufgabe so aus:

Ion 1. Energiestufe 2. Energiestufe

N a + 2 e – 8 e –

M g 2 + 2 e – 8 e –

A l 3 + 2 e – 8 e –

N 3 – 2 e – 8 e –

O 2 – 2 e – 8 e –

F – 2 e – 8 e –

b) Das Neon-Atom hat die die gleiche Elektronenkonfiguration wie alle Ionen in a).

A4 Einige Beispiele:

Natrium + Brom ⟶ Natriumbromid2 Na B r 2 ⟶ 2 NaBr

Kalium + Iod ⟶ Kaliumiodid2 K + I 2 ⟶ 2 KI

Calcium + Schwefel ⟶ CalciumsulfidCa + S ⟶ CaS

Aluminium + Sauerstoff ⟶ Aluminiumoxid4 Al + 3 O 2 ⟶ 2 A l 2 O 3

A5 Betrachtet man das abgebildete Ionengitter des Zinksulfids, so ist leicht zu erkennen, dass jedes Kation bzw. Anion von jeweils vier entgegengesetzt geladenen Ionen umgeben ist. Die Koordi- nationszahl sowohl für die Zink- als auch für die Schwefel-Ionen beträgt 4.

A6 a) Oxidation: Ca ⟶ C a 2 + + 2 e –

Reduktion: O 2 + 4 e – ⟶ 2 O 2 –

Redoxreaktion: 2 Ca + O 2 ⟶ 2 CaO

b) Die Calcium-Atome wirken als Elektronendonator; das Sauerstoff-Molekül bzw. das Sauerstoff-Atom wirkt als Elektronenakzeptor.

c) Es werden zweifach positiv geladene Calcium-Ionen (C a 2 + ) und zweifach negativ geladene Oxid-

Zu den Aufgaben

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Ionen ( O 2 – ) gebildet. Die Calcium-Ionen weisen die Elektronenkonfiguration der Argon-Atome auf; die Oxid-Ionen haben die Elektronenkonfiguration der Neon-Atome.

A7 a) Oxidation – Elektronenabgabe Reduktion – Elektronenaufnahme Redoxreaktion – Elektronenübergangb) Oxidation – Reduktion Elektronenabgabe – Elektronenaufnahme

A8 a) Die Reaktionsgleichung lautet: Zn + C u 2 + + 2 C l – → Z n 2 + + Cu + 2 C l – b) Zink-Atome fungieren als Reduktionsmittel (Elektronendonator), Kupfer-Ionen als Oxidationsmittel

(Elektronenakzeptor).c) Kupfer-Ionen können leichter Elektronen aufnehmen als Zink-Ionen; Zink-Atome können leichter

Elektronen abgeben als Kupfer-Atome.d) Wenn man ein Kupferblech in eine Zinkchlorid-Lösung stellt, findet keine Redoxreaktion statt, es

wird sich also nichts verändern. (Kupfer-Atome können Zink-Ionen nicht reduzieren.)

A9 a) Das Blei scheidet sich an der Kathode (bei Elektrolysen ist das die negativ geladene Elektrode) ab.

b) An der Anode bildet sich Chlor.

c) Anode: P b 2 + + 2 e – ⟶ PbKathode: 2 C l – ⟶ C l 2 + 2 e –

Gesamt(redox)reaktion: P b 2 + + 2 C l – ⟶ Pb + C l 2

A10 Zunächst findet eine Elektrolyse statt (endotherme Reaktion). Minuspol (Kathode): An der Elektrode bilden sich graue Kristalle. Es handelt sich um metallisches

Zink. Zink-Ionen werden zu Zink-Atomen reduziert: Z n 2 + + 2 e – → ZnPluspol (Anode): An der Elektrode bilden sich violette bis braungelbe Schlieren. Es handelt sich

um Iod. Iodid-Ionen werden zu Iod-Atomen oxidiert; diese verbinden sich zu Iod-Molekülen: 2 I – → 2 I + 2 e – → I 2 + 2 e –

Nach Entfernen der Spannungsquelle liegt ein galvanisches Element vor. Wenn man den Elektromotor anschließt, dreht sich seine Achse. Die Reaktionen an den Elektroden laufen umgekehrt (exotherme Reaktion). Minuspol (Kathode): Zink-Atome werden zu Zink-Ionen oxidiert: Zn → Z n 2 + + 2 e – Pluspol (Anode): Iod-Molekülen werden zu Iodid-Ionen reduziert: I 2 + 2 e – → 2 I –

A11 a) Windenergie und Solarenergie gehören zu den erneuerbaren Energien, die die Natur zunächst

kostenlos zur Verfügung stellt. Allerdings ist ihre technische Umsetzung z. B. in elektrische Energie aufwendig und mit erheblichen Kosten verbunden. Die Solarenergie kann mit Sonnenkollektoren in Deutschland sehr sinnvoll zur Erzeugung von warmem Wasser genutzt werden. Die direkte Umwandlung von Sonnenlicht in elektrische Energie mit Solarzellen ist technisch aufwendig und hängt von der Sonneneinstrahlung ab. Diese unterliegt tages- und jahreszeitlichen Schwankungen. Die durchschnittliche Sonnenscheindauer liegt in Deutschland bei etwa 1500 Stunden im Jahr, in Spanien bei etwa 2700 Stunden im Jahr. Die Agentur für Erneuerbare Energie kam im Jahr 2010 zu dem Ergebnis, dass Windenergieanlagen auf 0,75 % der Landfläche 20 % des deutschen Elektrizitäts- bedarfs 2020 decken könnten. Prinzipiell steht aber eine wesentlich größere Fläche für die Installa- tion von Windenergieanlagen zur Verfügung. Allerdings geht die Errichtung von Windenergieanlagen mit erheblichen Eingriffen in die Landschaft einher. Außerdem sind davon z. B. auch der Vogelflug und der Bewegungsraum von Fledermäusen betroffen. Das Nutzen der Windenergie und der Sonnen- energie hat den erheblichen und nicht zu unterschätzenden Vorteil, dass nach Errichtung der An- lagen kein Kohlenstoffdioxid mehr anfällt. Der weitere Ausbau ist eine Güterabwägung zwischen Kosten, Ökologie und Nutzen. Da Wind- und Sonnenenergie unregelmäßig anfallen, müssen ge- eignete Einrichtungen und Maßnahmen zur Energiespeicherung vorgenommen werden. Ohne einen Energiemix aus erneuerbaren und nicht erneuerbaren Energieträgern wird es in absehbarer Zeit, in Deutschland keine Deckung des enormen Energiebedarfs geben. Das größte Potenzial bietet das Energiesparen.

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b) Auf den ersten Blick scheint es falsch zu sein, dass nicht alle Bezieher elektrischer Energie gleich viel für die bezogene Energie bezahlen müssen. Privathaushalte scheinen große Betriebe zu sub- ventionieren. Es gibt aber auch gute Gründe dafür, dass Industriebetriebe einen niedrigeren Preis für elektrische Energie beziehen. Dieses gilt insbesondere für solche Betriebe, die hohe Energie-kosten haben und im internationalen Wettbewerb stehen. Wenn die Konkurrenten für die von ihnen bezogene Energie deutlich niedrigere Kosten aufwenden, so führt dieses zu Wettbewerbs-verzerrungen. Diese können dazu führen, dass in Deutschland solche Industriebetriebe geschlos-sen werden müssen und Arbeitsplätze verloren gehen. Auf der anderen Seite führen hohe Kosten auch dazu, dass über Einsparmaßnahmen nachgedacht und neue Technologien eingeführt werden. Sehr ärgerlich sind aber sogenannte Mitnahmeeffekte. Diese bestehen darin, dass Betriebe die gut gemeinten Hilfen ausnutzen, obwohl auf sie z. B. nicht die internationale Wettbewerbssituation zutrifft. Hohe Energiekosten führen aber auch zu höheren Verbraucherpreisen auf die meisten Produkte.

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7 Ionenverbindungen - asset.klett.de · Risiko Karies dadurch geringer. – Fluoride werden in den Zahnschmelz ein-gelagert. Wenn durch Säure eine Deminera-lisation beginnt, sind