Allgemeine Chemie GF KME - dinternet.ch · Dr. André Dinter Mattenacker 2 5628 Althäusern [email protected] 056 664 50 74 076 397 01 76 Allgemeine Chemie KME

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Allgemeine Chemie KME

Ausgabe 2013

Gemische und Reine Stoffe GF KME Dinter 2

EEEEINLEITUNGINLEITUNGINLEITUNGINLEITUNG ---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- 8888

1111 GRUNDBEGRIFFEGRUNDBEGRIFFEGRUNDBEGRIFFEGRUNDBEGRIFFE 10101010

1.11.11.11.1 WWWWAS JEDER AS JEDER AS JEDER AS JEDER WWWWISSEN MUSSISSEN MUSSISSEN MUSSISSEN MUSS ---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- 10101010

1.1.11.1.11.1.11.1.1 Gemische und Reine StoffeGemische und Reine StoffeGemische und Reine StoffeGemische und Reine Stoffe 10101010

1.1.21.1.21.1.21.1.2 PhyPhyPhyPhysikalische Trennmethodensikalische Trennmethodensikalische Trennmethodensikalische Trennmethoden 11111111

1.1.31.1.31.1.31.1.3 Die AggregatzuständeDie AggregatzuständeDie AggregatzuständeDie Aggregatzustände 11111111

1.1.41.1.41.1.41.1.4 Elemente und VerbindungenElemente und VerbindungenElemente und VerbindungenElemente und Verbindungen 12121212

1.1.51.1.51.1.51.1.5 Mischung und VerbindungMischung und VerbindungMischung und VerbindungMischung und Verbindung 13131313

1.1.61.1.61.1.61.1.6 Enthalpie: Wärme, Entropie: UnordnungEnthalpie: Wärme, Entropie: UnordnungEnthalpie: Wärme, Entropie: UnordnungEnthalpie: Wärme, Entropie: Unordnung 14141414

1.1.6.1 Aktivierungsenthalpie und Katalysator 14

1.1.6.2 Reaktionsenthalpie 15

1.1.6.3 Drill&Practice: Stoffe-Trennmethoden-Energie 16

1.1.71.1.71.1.71.1.7 Das Atom: Demokrit & DaltonDas Atom: Demokrit & DaltonDas Atom: Demokrit & DaltonDas Atom: Demokrit & Dalton 17171717

1.1.81.1.81.1.81.1.8 Das Denken in ModellenDas Denken in ModellenDas Denken in ModellenDas Denken in Modellen 17171717

1.1.91.1.91.1.91.1.9 DDDDas Dalton‘sche Atommodellas Dalton‘sche Atommodellas Dalton‘sche Atommodellas Dalton‘sche Atommodell 17171717

1.1.101.1.101.1.101.1.10 Einrichten von ReaktionsgleichungenEinrichten von ReaktionsgleichungenEinrichten von ReaktionsgleichungenEinrichten von Reaktionsgleichungen 18181818

1.1.111.1.111.1.111.1.11 Verbrennung: Oxidation und ReduktionVerbrennung: Oxidation und ReduktionVerbrennung: Oxidation und ReduktionVerbrennung: Oxidation und Reduktion 19191919

1.1.11.1 Drill&Practice: Dalton-RK-Gleichungen-Verbrennung 20

1.21.21.21.2 SSSSTÖCHIOMETRIETÖCHIOMETRIETÖCHIOMETRIETÖCHIOMETRIE:::: BBBBERECHNUNGEN IN DER ERECHNUNGEN IN DER ERECHNUNGEN IN DER ERECHNUNGEN IN DER CCCCHEMIEHEMIEHEMIEHEMIE -------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- 21212121

1.2.11.2.11.2.11.2.1 Mol und Molare MasseMol und Molare MasseMol und Molare MasseMol und Molare Masse 22222222

1.2.11.2.11.2.11.2.1 Massenspektroskopie: Bestimmung der AtommasseMassenspektroskopie: Bestimmung der AtommasseMassenspektroskopie: Bestimmung der AtommasseMassenspektroskopie: Bestimmung der Atommasse 23232323

1.1.1.1.2.22.22.22.2 Mol, Avogadrozahl und MolmasseMol, Avogadrozahl und MolmasseMol, Avogadrozahl und MolmasseMol, Avogadrozahl und Molmasse 24242424

1.2.2.1 Voll automatisierte Variante 25

1.2.31.2.31.2.31.2.3 Die VerhältnisformelDie VerhältnisformelDie VerhältnisformelDie Verhältnisformel 26262626

1.2.3.1 Drill&Practice: Stöchiometrie 27

1.2.41.2.41.2.41.2.4 Das ideale GasDas ideale GasDas ideale GasDas ideale Gas 28282828

1.2.4.1 Gesetz von Avogadro (1811) 28

1.2.4.2 Das Molare Volumen Vm (Das Molvolumen) 29

1.2.4.3 Die allgemeine Gasgleichung 29

1.2.4.4 Die Dichte von Gasen 30

1.2.4.5 Drill&Practice: Gase und Autoairbag 30

1.2.51.2.51.2.51.2.5 Die KonzentrationDie KonzentrationDie KonzentrationDie Konzentration 31313131

1.2.5.1 Drill&Practice: Konzentrationen 32

2222 DIE CHEMISCHE BINDUNDIE CHEMISCHE BINDUNDIE CHEMISCHE BINDUNDIE CHEMISCHE BINDUNGGGG 33333333

2.12.12.12.1 AAAATOMBAUTOMBAUTOMBAUTOMBAU -------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- 33333333

2.1.12.1.12.1.12.1.1 Das Atom: RutherfordDas Atom: RutherfordDas Atom: RutherfordDas Atom: Rutherford----AtommodellAtommodellAtommodellAtommodell 33333333

2.1.22.1.22.1.22.1.2 Das Coulomb’sche GesetzDas Coulomb’sche GesetzDas Coulomb’sche GesetzDas Coulomb’sche Gesetz 34343434

2.1.32.1.32.1.32.1.3 Das KernDas KernDas KernDas Kern----Hülle ModellHülle ModellHülle ModellHülle Modell 35353535

2.1.3.1 Grössenvergleich Kern/Hülle 35

2.1.3.2 Modell der Materie nach Dalton und Rutherford 35

2.22.22.22.2 DDDDAS AS AS AS PPPPERIODENSYSTEM ALS ERIODENSYSTEM ALS ERIODENSYSTEM ALS ERIODENSYSTEM ALS OOOORDNUNGSPRINZIPRDNUNGSPRINZIPRDNUNGSPRINZIPRDNUNGSPRINZIP ---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- 36363636

2.2.12.2.12.2.12.2.1 ElementarteilchenElementarteilchenElementarteilchenElementarteilchen 36363636

2.2.1.1 Die starke Kernkraft 36

2.2.22.2.22.2.22.2.2 Ordnung der Elemente im PSEOrdnung der Elemente im PSEOrdnung der Elemente im PSEOrdnung der Elemente im PSE 36363636

2.2.2.1 Perioden 36

2.2.2.2 Gruppen 37

2.2.2.3 Atommassenzahl 38

2.2.2.4 Isotope 39

2.32.32.32.3 DDDDIE IE IE IE AAAATOMHÜLLETOMHÜLLETOMHÜLLETOMHÜLLE ---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- 40404040

2.3.12.3.12.3.12.3.1 Das Bohr’sche AtommodellDas Bohr’sche AtommodellDas Bohr’sche AtommodellDas Bohr’sche Atommodell 40404040

2.3.1.1 Sonnenlicht, Flammenfarben und Linienspektren 40

2.3.1.2 Das Bohr’sche Atommodell 42

2.3.1.3 Maximal mögliche Anzahl der Elektronen pro Schale 43

2.3.1.4 Besetzung von neuen Schalen 44

2.3.1.5 Atomgrösse 44

2.3.1.6 Valenzelektronen und Valenzschale 45


2.3.1.7 Metallische Eigenschaften im PSE 45

Gang des metallischen Charakters der Elemente im PSE 45

2.3.1.8 Drill&Practice: Bohr und Periodensystem 46

2.3.22.3.22.3.22.3.2 Das OrbitalmodellDas OrbitalmodellDas OrbitalmodellDas Orbitalmodell 47474747

2.3.2.1 Welle-Teilchen Dualismus 47

2.3.2.2 Unschärferelation 47

2.3.2.3 Orbitale 48

2.3.2.4 4 Regeln zum Orbitalmodell 48

Regel 1: Orbitalformen 48

Regel 2: Pauli-Prinzip 48

Regel 3: Hund'sche Regel 49

Regel 4: Energieprinzip 49

2.3.2.5 Orbitalbesetzungsschema 50

2.3.2.6 Elektronenkonfigurations-Schreibweise 50

2.3.2.7 Quantenzahlen 51

2.3.2.8 Drill&Practice: Orbitalmodell 52

2.3.2.9 Kovalente Bindung � Moleküle 53

2.3.2.10 Hybridisierung: Eine energetische Gleichmacherei 53

sp3-Hybridisierung 54

sp2-Hybridisierung 56

sp-Hybridisierung 57

Mögliche Hybridisierungen (Auswahl) 58

2.42.42.42.4 MMMMOLEKÜLEOLEKÜLEOLEKÜLEOLEKÜLE:::: NNNNICHTMETALLATOMVERBÄNICHTMETALLATOMVERBÄNICHTMETALLATOMVERBÄNICHTMETALLATOMVERBÄNDEDEDEDE ---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- 58585858

2.4.12.4.12.4.12.4.1 Kovalente BindungKovalente BindungKovalente BindungKovalente Bindung 58585858

2.4.1.1 Die Edelgasregel (Oktettregel) 59

2.4.22.4.22.4.22.4.2 Molekülstrukturen und LewisMolekülstrukturen und LewisMolekülstrukturen und LewisMolekülstrukturen und Lewis----FormelFormelFormelFormel 60606060

2.4.2.1 Kohlenstoffmodifikation: Diamant 63

Diamantstruktur und Atomgitter 63

2.4.2.2 Kohlenstoffmodifikation: Graphit 64

Struktur des Graphits 64

Fullerene 65

Graphen und Nanoröhren 65

2.52.52.52.5 SSSSTRUKTURBESTIMMUNG VOTRUKTURBESTIMMUNG VOTRUKTURBESTIMMUNG VOTRUKTURBESTIMMUNG VON N N N MMMMOLEKOLEKOLEKOLEKÜLENÜLENÜLENÜLEN -------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- 67676767

2.5.12.5.12.5.12.5.1 ElektronenpaarabstossungsmodellElektronenpaarabstossungsmodellElektronenpaarabstossungsmodellElektronenpaarabstossungsmodell 67676767

2.5.1.1 Drill&Practice: Moleküle und Molekülgeometrien 69

2.62.62.62.6 ZZZZWISCHENMOLEKULARE WISCHENMOLEKULARE WISCHENMOLEKULARE WISCHENMOLEKULARE KKKKRÄFTERÄFTERÄFTERÄFTE:::: ZMKZMKZMKZMK ---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- 70707070

2.6.12.6.12.6.12.6.1 DipolDipolDipolDipol----DipolDipolDipolDipol----WechselwirkungenWechselwirkungenWechselwirkungenWechselwirkungen 70707070

2.6.1.1 Elektronegativität (EN) 72

2.6.22.6.22.6.22.6.2 WasserstoffbrückenWasserstoffbrückenWasserstoffbrückenWasserstoffbrücken 73737373

4 Voraussetzungen für typische Wasserstoffbrücken 73

Wasserstoffbrückensysteme: Drei Beispiele 74

2.6.2.1 Die DNA 74

2.6.2.2 Die Anomalie des Wassers 75

Die Eisstruktur 75

2.6.32.6.32.6.32.6.3 VanVanVanVan----derderderder----Waals KräfteWaals KräfteWaals KräfteWaals Kräfte 77777777

2.6.42.6.42.6.42.6.4 Stärke von ZMKStärke von ZMKStärke von ZMKStärke von ZMK 78787878

2.6.4.1 Aggregatzustände und ZMK 79

2.6.4.2 Übersicht zu ZMK 79

2.6.52.6.52.6.52.6.5 Mischbarkeit von MolekülenMischbarkeit von MolekülenMischbarkeit von MolekülenMischbarkeit von Molekülen 80808080

Rohöl 80

Der Ammoniakspringbrunnen 81

2.6.5.1 Drill&Practice: Zwischenmolekulare Kräfte 82

2.72.72.72.7 SSSSALZEALZEALZEALZE -------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- 83838383

2.7.12.7.12.7.12.7.1 Die Bildung von IonenDie Bildung von IonenDie Bildung von IonenDie Bildung von Ionen 83838383

2.7.1.1 Drill&Practice: Vom Atom zum Ion 85

2.7.22.7.22.7.22.7.2 Namensgebung von Salzen Teil INamensgebung von Salzen Teil INamensgebung von Salzen Teil INamensgebung von Salzen Teil I 86868686

2.7.2.1 Drill&Practice: Vokabeltest einfache Ionen 87

2.7.32.7.32.7.32.7.3 Namensgebung von Salzen Teil IINamensgebung von Salzen Teil IINamensgebung von Salzen Teil IINamensgebung von Salzen Teil II 88888888

2.7.3.1 Mineraldünger 89

2.7.42.7.42.7.42.7.4 Strukturformeln von KomplexionenStrukturformeln von KomplexionenStrukturformeln von KomplexionenStrukturformeln von Komplexionen 89898989

2.7.4.1 Drill&Practice Vokabeltest Komplexionen 90

2.7.4.2 Drill&Practice Salze mit Komplexanionen 91

2.7.4.3 Drill&Practice Ionen kombiniert zu Salzen 92

2.7.4.4 Das Kochsalz-Puzzle 93

2.7.52.7.52.7.52.7.5 Ionenbindung und IonengitterIonenbindung und IonengitterIonenbindung und IonengitterIonenbindung und Ionengitter 94949494

2.7.5.1 Ionenbindung 94


2.7.5.2 Ionengitter 95

Gitterenthalpie 95

2.7.5.3 Ionenradius 95

2.7.5.4 Drill&Practice Atomradien und Ionenradien 96

2.7.5.5 Gittertyp, Koordinationszahl, Salzformel 97

2.7.62.7.62.7.62.7.6 Eigenschaften der SalzeEigenschaften der SalzeEigenschaften der SalzeEigenschaften der Salze 98989898

2.7.6.1 Mechanisches Verhalten 98

2.7.6.2 Schmelz- und Siedepunkte 98

Vergleich zwischen Molekülen und Salzen 98

Vergleich von verschiedenen Salzen 99

2.7.72.7.72.7.72.7.7 Elektrische Leitfähigkeit von SalzenElektrische Leitfähigkeit von SalzenElektrische Leitfähigkeit von SalzenElektrische Leitfähigkeit von Salzen 100100100100

Salzschmelze 100

Salzlösung 100

2.7.82.7.82.7.82.7.8 ElektrolyseElektrolyseElektrolyseElektrolyse 101101101101

2.7.92.7.92.7.92.7.9 Löslichkeit von Salzen in WasserLöslichkeit von Salzen in WasserLöslichkeit von Salzen in WasserLöslichkeit von Salzen in Wasser 102102102102

2.7.102.7.102.7.102.7.10 EnergeEnergeEnergeEnergetik des Lösens von Salzentik des Lösens von Salzentik des Lösens von Salzentik des Lösens von Salzen 103103103103

2.7.10.1 Drill&Practice: Energetik des Lösens von Salzen 105

2.7.10.2 Drill&Practice: Von Allem etwas 106

2.7.112.7.112.7.112.7.11 MetalleMetalleMetalleMetalle 107107107107

2.7.11.1 Metallische Eigenschaften 107

2.7.11.2 Elektronengas-Modell 107

Elektrische Leitfähigkeit 107

2.7.11.3 Drill&Practice Metalle und Bindungstypen 110

3333 CHEMISCHE REAKTIONENCHEMISCHE REAKTIONENCHEMISCHE REAKTIONENCHEMISCHE REAKTIONEN 111111111111

3.13.13.13.1 DDDDIE IE IE IE GGGGESCHWINDIGKEIT VON ESCHWINDIGKEIT VON ESCHWINDIGKEIT VON ESCHWINDIGKEIT VON CCCCHEMISCHEN HEMISCHEN HEMISCHEN HEMISCHEN RRRREAKTIONENEAKTIONENEAKTIONENEAKTIONEN ------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------ 111111111111

3.1.13.1.13.1.13.1.1 KollisionstheorieKollisionstheorieKollisionstheorieKollisionstheorie 111111111111

3.1.23.1.23.1.23.1.2 Beeinflussung der ReaktionsgeschwindigkeitBeeinflussung der ReaktionsgeschwindigkeitBeeinflussung der ReaktionsgeschwindigkeitBeeinflussung der Reaktionsgeschwindigkeit 112112112112

3.1.2.1 Zerteilungsgrad und Konzentration 112

3.1.2.2 RGT-Regel 112

3.1.2.3 Landolt-Reaktion 113

3.13.13.13.1 DDDDAS AS AS AS CCCCHEMISCHE HEMISCHE HEMISCHE HEMISCHE GGGGLEICHGEWICHTLEICHGEWICHTLEICHGEWICHTLEICHGEWICHT ------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------ 114114114114

3.1.33.1.33.1.33.1.3 Umkehrbare ReaktionenUmkehrbare ReaktionenUmkehrbare ReaktionenUmkehrbare Reaktionen 114114114114

3.1.43.1.43.1.43.1.4 Chemisches GleichgewichtChemisches GleichgewichtChemisches GleichgewichtChemisches Gleichgewicht 114114114114

3.1.4.1 Dynamisches Gleichgewicht 114

3.1.4.2 Massenwirkungsgesetz 116

Bedeutung der Gleichgewichtskonstanten K 117

3.1.4.3 Drill&Practice Reaktionsgeschwindigkeit und MWG 121

3.23.23.23.2 DDDDIE IE IE IE BBBBEEINFLUSSUNG VON EEINFLUSSUNG VON EEINFLUSSUNG VON EEINFLUSSUNG VON CCCCHEMISCHEN HEMISCHEN HEMISCHEN HEMISCHEN GGGGLEICHGEWLEICHGEWLEICHGEWLEICHGEWICHTENICHTENICHTENICHTEN ---------------------------------------------------------------------------------------------------------------- 122122122122

3.1.53.1.53.1.53.1.5 Einfluss der TemperaturEinfluss der TemperaturEinfluss der TemperaturEinfluss der Temperatur 122122122122

Die Chemie der Halogenlampe: Temperatureinfluss auf Gleichgewichte 122

3.1.63.1.63.1.63.1.6 Einfluss der KonzentrationEinfluss der KonzentrationEinfluss der KonzentrationEinfluss der Konzentration 124124124124

3.1.73.1.73.1.73.1.7 Einfluss des DrucksEinfluss des DrucksEinfluss des DrucksEinfluss des Drucks 125125125125

3.1.7.1 Haber-Bosch Verfahren 125

Ammoniak 125

3.1.7.2 Drill&Practice Prinzip von LeChâtelier 127

4444 SÄUREN UND BASENSÄUREN UND BASENSÄUREN UND BASENSÄUREN UND BASEN 128128128128

4.1.14.1.14.1.14.1.1 Definition von Säuren und Basen nach BrønstedDefinition von Säuren und Basen nach BrønstedDefinition von Säuren und Basen nach BrønstedDefinition von Säuren und Basen nach Brønsted 128128128128

4.1.1.1 Leitfähigkeitsmessung 128

Teilchenebene oder Lösungsebene? 130

4.1.1.2 Säure-Base-Begriff nach Brønsted 131

4.1.1.3 Korrespondierende Säure-Base-Paare 132

4.1.1.4 Typische Charakteristika von Säuren und von Basen 132

4.1.1.5 Drill&Practice: Protolysen/korrespondierende SB-Paare 133

4.1.24.1.24.1.24.1.2 pHpHpHpH----Wert und die magische pH 7Wert und die magische pH 7Wert und die magische pH 7Wert und die magische pH 7 134134134134

4.1.2.1 Autoprotolyse und Ionenprodukt des Wassers 134

4.1.34.1.34.1.34.1.3 pHpHpHpH----Wert und pOHWert und pOHWert und pOHWert und pOH----WertWertWertWert 135135135135

4.1.3.1 Drill&Practice: Autoprotolyse und pH-Wert 137

4.1.44.1.44.1.44.1.4 Stärke von Säuren und BasenStärke von Säuren und BasenStärke von Säuren und BasenStärke von Säuren und Basen 138138138138

4.1.4.1 Der pKs-Wert: Mass für die Säurestärke 138

Ks-Wert: Gleichgewicht der Reaktion einer Säure mit Wasser 138

Ks-Wert 139

pKs-Wert 139


Was sagt der Ks-Wert und was der pKs-Wert aus? 139

Kb-Wert und pKb-Wert: Gleichgewicht der Reaktion einer Base mit Wasser 139

4.1.4.2 Zusammenhang zwischen pKs- und pKb-Wert 140

4.1.54.1.54.1.54.1.5 pHpHpHpH----Werte starker und schwacher SBWerte starker und schwacher SBWerte starker und schwacher SBWerte starker und schwacher SB 141141141141

pH-Werte von starken Säuren 141

pH-Werte von schwachen Säuren 141

pOH-Werte von starken Basen 141

pOH-Werte von schwachen Basen 141

Lösungsspezifisch oder stoffspezifisch? 141

4.1.5.1 Drill&Practice: Stärke von SB und pH-Werte 142

4.1.64.1.64.1.64.1.6 SäureSäureSäureSäure----Base GleichgewichteBase GleichgewichteBase GleichgewichteBase Gleichgewichte 143143143143

4.1.6.1 Brausetabletten 143

Zusammensetzung von VitaminC-Brausetabletten: 143

4.1.6.2 Bestimmung von Säure/Base-Gleichgewichtslagen 145

4.1.6.3 Das Konzept der "Schwächeren" und "Stärkeren" 146

4.1.6.4 Drill&Practice: Säure-Base-Gleichgewichtslagen 147

4.1.74.1.74.1.74.1.7 Kalk: Thema mit VariationKalk: Thema mit VariationKalk: Thema mit VariationKalk: Thema mit Variation 148148148148

4.1.7.1 Kalkbildung 148

4.1.7.2 Kalkerosion 149

4.1.7.3 Kalkablagerungen (Kesselsteinbildung) 150

4.1.7.4 Entkalkung mit Säuren 151

4.1.7.5 Wasserenthärtung 151

Enthärtung von Wasser mit Calgon durch Komplexbildner 152

Ionentauscher-Harze 152

4.1.7.6 Drill&Practice: Kalk 153

4.1.84.1.84.1.84.1.8 PufferlösungenPufferlösungenPufferlösungenPufferlösungen 154154154154

4.1.8.1 Wirkungsweise von Pufferlösungen 155

pH-Wert Berechnungen der Essigsäurepufferlösung 155

4.1.8.2 Blut: ein humaner Puffer 156

4.1.94.1.94.1.94.1.9 SäureSäureSäureSäure----BaseBaseBaseBase----TitrationTitrationTitrationTitration 157157157157

4.1.9.1 Berechnung der Säurekonzentration 158

Warum ist eine Titration notwendig? 158

4.1.9.2 Auffällige Besonderheiten der Titrationskurve 159

pH-Sprung 159

4.1.9.3 Vergleich der Äquivalenzpunkte HCl/HAc 160

4.1.9.4 Pufferpunkt 160

4.1.9.5 Drill&Practice: Puffer und Titration 161

5555 REDOXREDOXREDOXREDOX----REAKTIONENREAKTIONENREAKTIONENREAKTIONEN 162162162162

5.1.15.1.15.1.15.1.1 DefinitionenDefinitionenDefinitionenDefinitionen 162162162162

Aufstellung von Reaktionsgleichungen für Redoxreaktionen 163

5.1.25.1.25.1.25.1.2 OxidationszahlOxidationszahlOxidationszahlOxidationszahl 165165165165

5.1.2.1 Regeln für die Erstellung von Oxidationszahlen 165

5.1.2.2 Die Chemie des Swimmingpools 166

5.1.2.3 Drill&Practice: Oxidationszahlen 167

5.1.35.1.35.1.35.1.3 RedoxRedoxRedoxRedox----GleichgewichteGleichgewichteGleichgewichteGleichgewichte 167167167167

5.1.3.1 Redoxreihe 167

5.1.3.2 Drill&Practice: Redox-Gleichgewichtslagen 169

5.1.45.1.45.1.45.1.4 Korrosion von MetallenKorrosion von MetallenKorrosion von MetallenKorrosion von Metallen 170170170170

5.1.4.1 Säurekorrosion 170

5.1.4.2 Sauerstoffkorrosion 171

Rosten von Eisen: Sauerstoffkorrosion 172

5.1.4.3 Drill&Practice: Korrosionen 173

5.1.55.1.55.1.55.1.5 Chem. zu elektr. Energie: Galvanische ElementeChem. zu elektr. Energie: Galvanische ElementeChem. zu elektr. Energie: Galvanische ElementeChem. zu elektr. Energie: Galvanische Elemente 174174174174

5.1.5.1 Galvanische Elemente 174

Daniell-Element 174

Standardwasserstoffhalbzelle 175

5.1.5.2 Lokalelemente 176

Lochfrasskorrosion 177

Korrosionsschutz 177

Opferanode 177

5.1.5.3 Drill&Practice: Galvanische Elemente und Lokalelemente 179

5.1.5.4 Batterien 180

Toxikologie von Quecksilber, Cadmium und Blei 180

Typen galvanischer Zellen 181

Leclanché-Element 182

Alkaline Batterie 182

Zink-Luft-Batterie 183


Lithium-Batterie 183

Silberoxid-Knopfzelle 183

5.1.65.1.65.1.65.1.6 AkkumulatorenAkkumulatorenAkkumulatorenAkkumulatoren 184184184184

5.1.6.1 Blei-Akkumulator 184

5.1.6.2 Nickel-Cadmium-Akkumulator 186

5.1.6.3 Nickel-Metallhydrid-Akkumulator 186

5.1.6.4 Lithium-Ionen-Akkumulator 187

Das Bild enthält einen Fehler. Welchen? 187

5.1.75.1.75.1.75.1.7 BrennstoffzellenBrennstoffzellenBrennstoffzellenBrennstoffzellen 188188188188

5.1.7.1 Drill&Practice: Batterien 189

5.1.85.1.85.1.85.1.8 ElektrischeElektrischeElektrischeElektrische zu chemische Energie: Elektrolysezu chemische Energie: Elektrolysezu chemische Energie: Elektrolysezu chemische Energie: Elektrolyse 190190190190

5.1.8.1 Elektrolyse einer Na2SO4-Lösung 191

5.1.8.2 Aluminium und Alu-Recycling 192

Aluminium und Getränkedosen 193


Einleitungen liest eh keiner

Chemie hat nun mal nicht das Potenzial zu einem Lieblingsfach. Aber Chemie ist total spannend. Was sind genau die zentralen Probleme mit denen Studierende in der Chemie zu kämpfen haben?

• Problem: Kontinuität In der Chemie braucht es für eine Problemlösung häufig Informationen, die zeitlich weit zurück liegen. Das Wissen ist bei viele Studierenden im Laufe des Unterrichts nicht mehr „im Kopf“ abrufbar.

• Problem: Abstraktion und Modelldenken Die Chemie arbeitet mit einer modellhaften Beschreibung des Stofflichen. Es geht weniger um die Wirklichkeit im Sinne von einziger Wahrheit. Experimen-telle Beobachtungen können ganz gut mit chemischen Modellen beschrieben und zu erwartendes Verhalten vorhergesagt werden. Das Denken spielt sich dabei auf mehreren Ebenen ab: Beobachtungsebene, Teilchenebene, Geomet-rische Ebene, Energetische Ebene, Mathematische Ebene. Das ist nicht ganz einfach aber durchaus mit ein wenig Anleitung machbar.

• Problem: Vielfalt In der Chemie hat man es mit einer grossen Vielfalt von chemischen Phänome-nen zu tun. Ausserdem ist Vieles situativ zu sehen.

Website und Lernplattform Begleitend zum Unterricht können Sie die Daten von meiner Website abrufen: www.dinternet.ch. Sie finden dort eine Vielzahl von Informationen, insbesondere dieses Skript, Lö-sungen zu den Aufgaben im Skript (Drill & Practice), Hinweise zu Literatur, Struk-turen von Molekülen, Informationen zu Prüfungen/Notengebung/Absenzen. Sie können gern bei mir anfragen unter [email protected], wenn Ihnen etwas unklar ist oder wenn Sie Vorschläge und Anmerkungen haben. Zudem nutzen wir die Lernplattform openKME https://openkme.kme.ch/ für Zu-sammenfassungen und Austausch. Yves Montand fragt Marilyn Monroe in dem Film Machen wir's in Liebe: "Warum wollen Sie denn unbe-dingt Ihre Matur machen?" Die Antwort:" Ich habe es satt dumm zu sein. Ich will endlich mal verstehen, worüber die Leute reden".


G

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Was ist Chemie?

Einleitung „Wo fangen wir aber nun an, um am schnellsten in die Sache zu kommen?“ fragte Eduard nach

einer Pause den Hauptmann, der, sich ein wenig bedenkend, bald darauf erwiderte: „Wenn es mir erlaubt ist, dem Scheine nach weit auszuholen, so sind wir bald am Platze. An allen Naturwesen, die wir gewahr werden, bemerken wir zuerst, dass sie einen Bezug auf sich selbst haben. Es klingt freilich wunderlich, wenn man etwas ausspricht, was sich ohnehin versteht; doch nur indem man sich über das Bekannte völlig verständigt hat, kann man miteinander zum Unbekannten fortschreiten.“

„Ich dächte,“ fiel ihm Eduard ein, „wir machten uns die Sache durch Beispiele bequem. Stelle dir nur das Wasser, das Oel, das Quecksilber vor, so wirst du eine Einigkeit, einen Zusammenhang ihrer Teile finden. Diese Einung verlassen sie nicht, ausser durch Gewalt oder sonstige Bestimmung. Ist diese beseitigt, so treten sie gleich wieder zusammen.“

„Und das wird nach Verschiedenheit der Wesen verschieden sein,“ fuhr Eduard eilig fort. „Bald werden sie sich als Freunde und alte Bekannte begegnen, die schnell zusammentreten, sich vereinigen, ohne aneinander etwas zu verändern, wie sich Wein mit Wasser vermischt. Dagegen werden andre fremd nebeneinander verharren und selbst durch mechanisches Mischen und Reiben sich keinesweges verbinden; wie Oel und Wasser, zusammengerüttelt, sich den Augenblick wieder auseinander sondert. Und doch gibt es in unserer chemischen Welt Mittelglieder, dasjenige zu verbinden, was sich einander abweist.

„So verbinden wir“, fiel der Hauptmann ein, „das Oel durch Laugensalz mit dem Wasser. Diejeni-gen Naturen, die sich beim Zusammentreffen einander schnell ergreifen und wechselseitig bestimmen nennen wir verwandt. An den Alkalien und Säuren, die obgleich einander entgegengesetzt und viel-leicht eben deswegen, weil sie einander entgegengesetzt sind, sich am entschiedensten suchen und fassen, sich modifizieren und zusammen einen neuen Körper bilden, ist diese Verwandtschaft auffal-lend genug. Gedenken wir nur des Kalks, der zu allen Säuren eine grosse Neigung, eine entschiedene Vereinigungslust äussert! Sobald unser chemisches Kabinett ankommt, wollen wir Sie (Charlotte) verschiedene Versuche sehen lassen, die sehr unterhaltend sind und einen bessern Begriff geben als Worte, Namen und Kunstausdrücke.“

„Eigentlich“, versetzte Eduard, „sind die verwickelten Fälle die interessantesten. Erst bei diesen lernt man die Grade der Verwandtschaften, die nähern, stärkern, entferntern, geringern Beziehungen kennen.“

„Möchtet ihr mich“, versetzte Charlotte, „nur kürzlich belehren, wie es eigentlich hier mit den Verwandtschaften gemeint sei?“

„Das will ich wohl gerne tun,“ erwiderte der Hauptmann, gegen den sich Charlotte gewendet hat-te, „freilich nur so gut, als ich es vermag, wie ich es etwa vor zehn Jahren gelernt, wie ich es gelesen habe. Ob man in der wissenschaftlichen Welt noch so darüber denkt, ob es zu den neuern Lehren passt, wüsste ich nicht zu sagen.“

„Es ist schlimm genug,“ rief Eduard, „dass man jetzt nichts mehr für sein ganzes Leben lernen kann. Unsere Vorfahren hielten sich an den Unterricht, den sie in ihrer Jugend empfangen; wir aber müssen jetzt alle fünf Jahre umlernen, wenn wir nicht ganz aus der Mode kommen wollen.“

„So schliessen wir uns denn gleich“, sagte der Hauptmann, „an dasjenige wieder an, was wir oben schon benannt und besprochen haben. Zum Beispiel was wir Kalkstein nennen, ist eine mehr oder weniger reine Kalkerde, innig mit einer zarten Säure verbunden, die uns in Luftform bekannt gewor-den ist. Bringt man ein Stück solchen Steines in verdünnte Schwefelsäure, so ergreift diese den Kalk und erscheint mit ihm als Gips; jene zarte, luftige Säure hingegen entflieht. Hier ist eine Trennung, eine neue Zusammensetzung entstanden, und man glaubt sich nunmehr berechtigt, sogar das Wort Wahlverwandtschaft anzuwenden, weil es wirklich aussieht, als wenn ein Verhältnis dem andern vor-gezogen, eins vor dem andern erwählt würde.“

„Verzeihen sie mir,“ sagte Charlotte, „aber ich würde hier niemals eine Wahl, eher eine Naturnot-wendigkeit erblicken, und diese kaum; denn es ist am Ende vielleicht gar nur die Sache der Gelegen-heit. Gelegenheit macht Verhältnisse, wie sie Diebe macht; und wenn von Ihren Naturkörpern die Rede ist, so scheint mir die Wahl bloss in den Händen des Chemikers zu liegen, der diese Wesen zu-sammenbringt. Sind sie aber einmal beisammen, dann Gnade ihnen Gott! In dem gegenwärtigen Falle dauert mich nur die arme Luftsäure, die sich wieder im Unendlichen herumtreiben muss. „Es kommt nur auf sie an,“ versetzte der Hauptmann, „sich mit dem Wasser zu verbinden und als Mineralquelle Gesunden und Kranken zur Erquickung zu dienen.“

„Der Gips hat gut reden,“ sagte Charlotte; „der ist nun fertig, ist ein Körper, ist versorgt, anstatt dass jenes ausgetriebene Wesen noch manche Not haben kann, bis es wieder unterkommt.“

„Man muss,“ versetzte der Hauptmann, „diese tot scheinenden und doch zur Tätigkeit innerlich immer bereiten Wesen wirkend vor seinen Augen sehen, mit Teilnahme schauen, wie sie einander suchen, sich anziehen, ergreifen, zerstören, verschlingen, aufzehren und sodann aus der innigsten Verbindung wieder in erneuter, neuer, unerwarteter Gestalt hervortreten: dann traut man ihnen erst ein ewiges Leben, ja wohl gar Sinn und Verstand zu...“


Geisteswissenschaften

Biologie Chemie Physik

Naturwissenschaften

WissenschaftenDie Chemie ist eine Wissenschaft, die sich mit Eigenschaften und Umwand-

lungen von Stoffen befasst.

Die Physik beschreibt die Zustände und Zustandsänderungen der Stoffe.

Beide Definitionen beschreiben die klassischen Fächer der Chemie und der Physik. In der modernen Physik, z.B. der Kernphysik kommt es hingegen zu stofflichen Veränderungen der Materie. Da sich die Interessengebiete verschiedener Wis-senschaftszweige überschneiden, kann man nicht von klaren Abgrenzungen spre-chen. Vielmehr kommt bei allen naturwissenschaftlichen Fächern die Vorstellung des naturwissenschaftlichen Denkens zum Ausdruck.

Experiment � Beobachtung � Interpretation � Hypothese

Die Hypothese ist so lange gültig, bis sie experimentell widerlegt wird.

Das Hauptanliegen der Chemie ist und bleibt die Chemische Reaktion, also die Beantwortung der Frage unter welchen Umständen Stoffe ineinander umgewandelt werden können. Hauptanliegen der Alchimisten (300 v.Chr. bis 1650 n.Chr.) war es, Blei und Eisen in Gold umzuwandeln. Man glaubte damals an ein „Umwandlungsagens“, das die Um-wandlung herbeiführen könnte. Dieser Wirkstoff, der wohl immer noch gesucht wird, ist als Stein der Weisen bekannt geworden. Die Herleitung des Begriffs Chemie ist nicht ganz eindeutig. Es kann auf das ara-bische al-kïmiyã zurückzuführen sein, was soviel wie "das Schwarze" (des Bodens des Nildeltas) bedeutet. Denkbar ist aber auch ein alchimistischer Ursprung. "Das schwarze Präparat" ist hier als obengenanntes "Umwandlungsreagenz" zu verste-hen. Mit Antoine de Lavoisier beginnt nach der Ära der Alchemie „die moderne Chemie“ (seit 1790). Lavoisier benutzte quantitative Messmethoden (die Waage!), um che-mische Erscheinungen zu deuten, protokollierte exakt und veröffentlichte seine wissenschaftlichen Aussagen. Und heute? Warum betreibt man Chemie?

Wie schätzen Sie den Ruf der Chemie ein?

Alles um uns herum ist Chemie und wir sind Chemie?

Warum ist es wichtig auch Chemie zu lernen?


1 Grundbegriffe

1.1 Was jeder Wissen muss

1.1.1 Gemische und Reine Stoffe In den häufigsten Fällen kommen Stoffe als Mischungen in der Natur vor. Für uns wichtige Stoffe z.B. Rohöl können durch geeignete physikalische Methoden ge-trennt werden.

Einheitlich aussehende Bestandteile von Materie werden Phasen genannt, z.B. Wasser und Oel → wässrige Phase und Oelphase. Gemische können durch physikalische Trennmethoden aufgespalten werden. Reine Stoffe hingegen können nicht weiter aufgespalten werden, sie sind damit auch immer homogen. Aufgabe: Ordnen Sie Rohöl ein und ordnen Sie Benzin ein. Aufgabe: Ist Blut ein reiner Stoff oder ein Gemisch, homogen oder heterogen, aus mehreren Phasen bestehend?

Heterogen Nicht einheitliche Gemische, bei denen die verschiedenen Bestandteile zu erkennen

sind. → 2 Phasen

Homogen Einheitliche Gemische, bei denen die verschiedenen Bestandteile nicht zu erken-nen sind. → 1 Phase

Physikalische Trennmethoden GF KME Dinter 11

1.1.2 Physikalische Trennmethoden Um reine Stoffe zu erhalten ist es für den Chemiker unumgänglich, Gemische durch Filtration, Eindampfen, Extraktion, Zentrifugation zu trennen.

Destillation z.B. Destillation von Trester (Ethanol haltige Pressrückstände bei der Weinherstellung) � Grappa Bei der Destillation werden die Bestandteile Wasser Siedepunkt (Sdp.) 100 °C und Alko-hol Sdp. 78 °C durch Verdampfen und Kon-densation getrennt. Je grösser der Unterschied der Siedepunkte, um so vollständiger ist die Trennung.

1.1.3 Die Aggregatzustände Die Zustandsformen der Materie fest (s = solid), flüssig (l = liquid) und gasförmig (g = gaseous) werden als die 3 Aggregatzustände bezeichnet.

Sublimation von Iod Aufgabe: Werden beim Ändern der Aggregatzustände z.B. beim Schmelzen von Eis, die Wassermoleküle zerstört?

Elemente und Verbindungen GF KME Dinter 12

Elemente sind reine Stoffe, die sich durch chemische Vorgänge nicht in andere Stoffe zerlegen lassen. Verbindungen sind reine Stoffe, die aus Elementen aufgebaut sind und sich in mindestens zwei verschiedene Elemente zerlegen lassen. Die Eigenschaft einer neuen Verbindung ist grundsätzlich nicht aus den Eigen-schaften der Ausgangsstoffe abzuleiten.

1.1.4 Elemente und Verbindungen

Thermolyse (Hitzespaltung) von Glucose (Traubenzucker)

Es sind Millionen von chemischen Verbindungen bekannt. Täglich kommen neue hinzu. Elemente gibt es jedoch nur etwa 100. Von denen gehören etwa 80% in die Stoffklasse der Metalle. Anzahl Verbindungen bei CAS (Chemical Abstracts Services1): Zeit: Jedes Element ist mit einem eindeutigen Symbol international bezeichnet.

Element Symbol Element Symbol

Sauerstoff Eisen

Kohlenstoff Wolfram

Blei Gold

Wasserstoff Mangan

1 http://www.cas.org/

Elemente

Verbindungen

Mischung und Verbindung GF KME Dinter 13

Mischung (Physik)

Verbindung (Chemie)

1.1.5 Mischung und Verbindung Vermischen (vermengen) sich zwei Stoffe, so sind die Eigenschaften des Gemi-sches durch die der reinen Stoffe gegeben und lassen sich abschätzen. Eine Mi-schung enthält die Komponenten in beliebigen Mengenverhältnissen. Verbinden sich zwei Stoffe und bilden dadurch eine neue Verbindung, so hat diese neue Verbindung andere chemische und physikalische Eigenschaften, die sich nicht aus den Eigenschaften der Ausgangsstoffe herleiten lassen. Für Verbindungen braucht es „stöchiometrisch korrekte“ Mengenverhältnisse. Aufgabe: Ist Glucose C6H12O6 eine Verbindung? Begründen Sie.

Aufgabe: Ist elementarer Sauerstoff eine Verbindung? Begründen Sie. Aufgabe: Die Ausgangsstoffe für eine neue Verbindung sollen Ethanol (Trinkalko-hol) und Buttersäure (riecht wie „ausgekotzt“) sein. Welche Eigenschaft hat die neue Verbindung?

Enthalpie: Wärme, Entropie: Unordnung GF KME Dinter 14

Reaktion von Wasserstoff mit Sauerstoff: Knallgasreaktion

1.1.6 Enthalpie: Wärme, Entropie: Unordnung Warum sollten Stoffe eine neue Verbindung eingehen? Was ist die Triebkraft? Dies ist im Grunde das Hauptproblem, was Chemieneulinge plagt. Warum regieren die Stoffe genau so, wie es (vom Lehrer) präsentiert wird und nicht gerade anders herum?

Reaktion von Pulver A mit Pulver B

1.1.6.1 Aktivierungsenthalpie und Katalysator

Obwohl bei vielen Reaktionen Energie in Form von Wärme frei wird (Holz ver-brennt), startet die Reaktion bei Raumtemperatur nicht von selbst. Zum „Starten“ wird Energie benötigt, die sogenannte Aktivierungsenthalpie (∆H≠). Eine Reaktion kann oft auch gestartet werden, indem ein Katalysator verwendet wird. Katalysa-toren setzen die Aktivierungsenthalpie herab. Damit erhöhen sie gleichzeitig die Reaktionsgeschwindigkeit. Katalysatoren nehmen an der Reaktion teil, gehen aber aus der Reaktion unverändert hervor und liefern keine Energie.

Alle Enzyme sind hoch spezifische Katalysatoren, die die Reaktionsge-schwindigkeit um Faktoren zwischen 108 und 1020 erhöhen können.

Ein Katalysator ist wie der Gotthardttun-nel. Der Weg von Göschenen nach Airolo wird stark erleichtert. Es geht auch viel schneller.


1.1.6.2 Reaktionsenthalpie

Die Reaktionsenthalpie (en (gr.) = darin, thalpos (gr.) = Wärme) (∆RH) ist die Ener-

giemenge, die ein System bei konstantem Druck als Wärme an die Umgebung ab-gibt oder von ihr aufnimmt. Die Einheit ist kJ/mol. Wird Wärme abgegeben so

spricht man von einer exothermen Reaktion, wird Wärme aufgenommen, spricht

man von einer endothermen Reaktion. Enthalpiediagramm: exotherm Enthalpiediagramm: endotherm Warum sollten Stoffe eine neue Verbindung eingehen? Was ist die Triebkraft?


Stoffe

1.1.6.3 Drill&Practice: Stoffe-Trennmethoden-Energie

1. Woran lassen sich chemische Reaktionen erkennen?

2. Betritt man im Winter eine Skihütte, so beschlägt die Brille sofort, sie

wird nach einiger Zeit aber wieder „durchsehbar“. Wie bezeichnet man

den Vorgang? (Verwenden Sie die Begriffe aus den Aggregatzuständen).

3. Welche Vorgänge werden mit den folgenden Begriffen bezeichnet:

Schmelzen, Erstarren, Kondensieren, Resublimieren?

4. Beim Gefriertrocknungsprozess zur Herstellung von Nescafé wird flüssi-

ger Cafe-Extrakt eingefroren und dann unter Vakuum gesetzt. Dabei ver-

flüchtigt sich das Eis, zurück bleibt getrocknetes Cafepulver. Welche Ei-

genschaft besitzt demnach „Eis“?

5. Vor sich haben Sie zwei farblose Flüssigkeiten. Die eine ist ein reiner

Stoff, die andere ein Gemisch. Lassen sich die Flüssigkeiten experimen-

tell unterscheiden?

6. Geben Sie eine typische Stoffeigenschaft an, die die Trennung eines Ge-

misches möglich macht?

7. Warum kann man eine wässrige Glucose-Lösung nicht durch Filtrieren in

Glucose und Wasser trennen?

8. Unterscheiden Sie mit den Begriffen „Chemie“ und „Physik“ das Verhalten

von Platindraht und das Verhalten von Magnesium (-draht oder –band) in

einer Bunsenbrennerflamme.

9. Zeichnen Sie so schematisch wie irgend möglich ein Energiediagramm ei-

ner exothermen und einer endothermen Reaktion. Zeichnen Sie unter Re-

duktion auf das absolut notwendige ein Energiediagramm einer exother-

men Reaktion mit und ohne Katalysator. Was „tut“ ein Katalysator, kann er

die Reaktionsenthalpie verändern? Begründen Sie Ihre Antworten.

10. Stoffeinteilungen

Lösungen unter www.dinternet.ch weiter zu Drill&Practice.

Was gehört wohin?

Waschpulver

Sauerstoff

Wasser (Qualitäten?)

Milch

Müesli

Speisesalz

Currypulver

Das Atom: Demokrit & Dalton GF KME Dinter 17

Aufbau der Materie

1.1.7 Das Atom: Demokrit & Dalton Der griechische Philosoph Demokrit prägte etwa 400 vor Chr. den Atombegriff: die Materie besteht aus kleinen, unsichtbaren, unzerstörbaren Partikeln, den Atomen (atomos: unteilbar). Die Oberflächen einzelner Atome wie auch der Atomaufbau können auch heute noch nicht sichtbar gemacht werden. Daher muss man sich auf Modelle beschrän-ken, wenn man den Atomaufbau erklären will.

1.1.8 Das Denken in Modellen Modelle sind nur grobe Beschreibungen der Wirklichkeit, nicht aber die Wirklich-keit selbst. Das Plastikmodell eines Jumbo-Jets ist sehr hilfreich für das Verste-hen des Aufbaus eines Flugzeugs, es fliegt aber selbst nicht und kann nie so präzi-se aussehen wie ein Flugzeug selbst. Man kann bei Modellen also nicht von falsch oder richtig sprechen, sondern nur von brauchbar oder unbrauchbar. Modelle in der Chemie werden u.a. für das Verstehen des erkennbaren Verhaltens von Stoffen herangezogen. Modelle sind Phantombilder aufgrund von Fahndungs-ergebnissen dieses Verhaltens der Stoffe.

1.1.9 Das Dalton‘sche Atommodell Der englische Naturforscher John Dalton (1766-1844) griff erst zu Beginn des 19. Jahrhunderts die Vorstellungen Demokrits wieder auf, und entwickelte ein Modell der Materie, das seinen gefundenen experimentellen Ergebnissen am nächsten kam. Es umfasst 4 Hauptaussagen • Jedes Element besteht aus kleinsten, nicht weiter teilbaren Teilchen, den

Atomen. • Die Atome eines Elements haben alle die gleiche Masse, die Atome unter-

schiedlicher Elemente haben damit auch unterschiedliche Massen. • Atome können durch chemische Vorgänge weder vernichtet noch erzeugt

werden. • Bei chemischen Reaktionen werden die Atome der Ausgangsstoffe neu ange-

ordnet, d.h. chemische Reaktionen sind Umgruppierungen von Atomen. Beispiel einer chemischen Reaktion: Anwendung des Dalton‘schen Atommodells Kohlenstoff (C) plus Sauerstoff (O2) reagiert zu Kohlenstoffdioxid (CO2)

Einrichten von Reaktionsgleichungen GF KME Dinter 18

1.1.10 Einrichten von Reaktionsgleichungen • Anzahl der Atome auf der linken Seite einer Reaktionsgleichung = Anzahl der

Atome auf der rechten Seite. • Atome werden umgruppiert. Die Information, wer zu wem passt, wird oft

geliefert. • Die kleinen Zahlen (Index unten rechts) gelten nur für das betreffende Atom. • Zahlen vor den Teilchen (Faktoren) gelten für das ganze Teilchen. • Beim Einrichten von Reaktionsgleichungen dürfen die Zahlen nur vor die Teil-

chen geschrieben werden: nicht dazwischen und nicht unten. Es gibt keine Tricks zum Einrichten. Ausprobieren!

Katalytische Entgiftung von Autoabgasen

CO + NO → CO2 + N2

Herstellung von Eisen aus Eisenerz

Fe2O3 + C → Fe + CO2

Verbrennung: Oxidation und Reduktion GF KME Dinter 19

1.1.11 Verbrennung: Oxidation und Reduktion

Verbrennung von Magnesium Verbrennung von Eisenwolle

Die Verbrennung stellt eine Besonderheit einer exothermen Reaktion dar. Sie läuft immer unter Flammenbildung ab. Bei der Verbrennung z.B. von Holz mit Sau-erstoff entstehen heisse, gasförmige Produkte, die als leuchtende Flammen zu erkennen sind. Gleichzeitig verbrennen Kohlenstoffpartikel in der Flamme, die ein Leuchten verursachen. Das Gleiche geschieht bei einer brennenden Kerze, bei der der im Wachsdampf enthaltene Kohlenstoff glüht, gleichzeitig aber auch der heis-se Wachsdampf leuchtet.

Luftzusammensetzung Der für die Verbrennung notwendige Sauerstoff ist in der Luft vorhanden. Die Luft ist ein Gasgemisch, vor allem bestehend aus Stickstoff und Sauerstoff, et-was Edelgasen und Kohlenstoffdioxid. Eine Verbrennung, also die Reaktion eines Stoffes mit Sauerstoff wird auch als

Oxidation bezeichnet. Das Gegenteil einer Oxidation wird als Reduktion be-zeichnet also z.B. die Entfernung von Sauerstoff aus einer Verbindung.


1.1.11.1 Drill&Practice: Dalton-RK-Gleichungen-Verbrennung

1. Im 18. Jahrhundert war die Phlogiston Theorie (ein „Feuerprinzip“) sehr

beliebt. Danach sollte in jeder brennbaren Substanz Phlogiston enthalten sein, dass bei der Verbrennung abgegeben wurde. Beschreiben Sie aus der Sicht des ausgehenden 20. Jahrhunderts, was Sie sich unter einer Ver-brennung vorstellen.

2. Welche 4 Hauptpunkte sind in der Dalton’schen Atomhypothese beschrie-ben?

3. Beschreiben Sie mit Ihren eigenen Worten die Photosynthese (CO2 + H2O

reagiert zu Glucose C6H12O6) unter Verwendung der Bezeichnungen „Ver-

bindung“ und „Reaktion“. Bearbeiten Sie die Frage unter dem Gesichts-punkt des Dalton’schen Atommodells.

4. Reaktionsgleichungen Eigentlich gibt es keine Tricks, wie man Reaktionsgleichungen möglichst effizient löst. Hier eine Musterlösung: Bei der Verbrennung von Kohle und Erdöl entsteht als Nebenprodukt das Gas Schwefeldioxid (SO2). Dieses verursacht den sauren Regen. Man kann

es in einer Mischung aus Ammoniak (NH3), Wasser und Sauerstoff (O2)

absorbieren, damit es nicht in die Umwelt gelangt. Das entstehende, fes-te Ammoniumsulfat [(NH4)2SO4] kann als Dünger weiterverwendet wer-

den. Die Reaktionsgleichung lautet: ___SO2 + ___NH3 + ___H2O +

___O2 → ___(NH4)2SO4

Hier ist es sinnvoll mit dem Sauerstoff zu beginnen, da er am häufigsten in den verschiedenen Formeln auftaucht (das kann man aber nicht genera-lisieren). Links finden sich 5 Sauerstoffatome, rechts nur 4, rechts muss mindestens der Faktor 2 eingefügt werden, also 2 (NH4)2SO4. Dadurch

entstehen aber auch rechts 2 Schwefelatome, was zur Folge hat, dass links 2 SO2 stehen muss. Bis hierher: 2 SO2 + ___NH3 + ___H2O +

___O2 → 2 (NH4)2SO4. Rechts stehen 4 Stickstoffatome, also muss es

links 4 NH3 heissen. 2 SO2 + 4 NH3 + ___H2O + ___O2 → 2 (NH4)2SO4.

Zum Schluss werden noch die Wasserstoffatome angepasst: rechts 16, links im Moment 12 beim NH3, also noch 2 H2O. Zum Schluss zeigt sich,

ob das O2 noch angeglichen werden muss: 2 SO2 + 4 NH3 + 2 H2O + O2 →

2 (NH4)2SO4

5. Salpetersäure (HNO3) ist eine der wichtigsten Chemikalien zur Herstel-

lung von Düngemitteln. Richten Sie die Reaktionsgleichungen ein. (Be-trachten Sie jede Gleichung isoliert für sich allein, übertragen Sie die Zahlen nicht von einer Gleichung zur nächsten.) N2 + H2 → NH3 (Ammoniakgas)

NH3 + O2 → NO + H2O (Stickstoffmonooxid)

NO + O2 → NO2 (Stickstoffdioxid)

NO2 + H2O + O2 → HNO3 (Salpetersäure)



1.2 Stöchiometrie: Berechnungen in der Chemie Bei chemischen Reaktionen ist auf der einen Seite interessant wer mit wem in welchem Atomzahlenverhältnis reagiert und auf der anderen Seite ist auch sehr

interessant, wieviel denn von der Komponente A und von der Komponente B

benötigt wird, d.h. in welchem Massenverhältnis Stoffe miteinander reagieren. Neben qualitativen Aussagen sind also auch die quantitativen Berechnungen von Nutzen. In den folgenden Abschnitten geht es darum, die Masse von Stoffen, die mit der Waage zugänglich ist, mit der Anzahl der darin enthaltenen Atome in Be-ziehung zu setzen, um daraus quantitative Aussagen für chemische Reaktionen zu formulieren. Dieses Kapitel macht erfahrungsgemäss immer recht grosse Mühe. Dabei ist alles gar nicht so kompliziert.

Mol und Molare Masse GF KME Dinter 22

1.2.1 Mol und Molare Masse Fünf Dinge sind zu beachten

• Ohne Reaktionsgleichung geht gar nichts. Hier sind die Zahlenverhältnisse zu entnehmen. Glucose wird zu CO2 und Wasser verstoffwechselt:

C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O

Aus 1 Teilchen Glucose und 6 Teilchen Sauerstoff werden 6 Teilchen CO2

und 6 Teilchen Wasser, mathematisch formuliert ist 1 + 6 = 6 + 6 oder zu-endegerechnet 7 = 12? Das führt zu Verwirrung, weil das keine Mathema-tik ist, sondern eine Reaktionsgleichung. 1 Velo besteht ja auch aus 2 Rä-dern, 1 Sattel und 1 Rahmen, auch hier ist falsch wenn 1 = 2 + 1 + 1 ge-rechnet wird.

• Ist eine Teilchenzahl bekannt, so lässt sich auf alle anderen schliessen, da die Reaktionsgleichung das Zahlenverhältnis liefert: Angenommen, der Glucosestoffwechsel ergäbe 4998 Teilchen H2O, dann

kämen zwingend auch 4998 Stück CO2 heraus, wobei 4998 Stück O2 und

4998/6 = 833 Teilchen Glucose eingesetzt worden wären. Oder ganz sim-pel: 15 Velos haben nun mal 30 Räder.

• Die Teilchenanzahl ist in der Regel so gross, dass man sich nicht mehr mit

dem Dutzend hilft, sonder mit der Stoffmenge n, die in der Einheit

mol ausgedrückt wird. 1 Dutzend Eier = 12 Stück

1 mol Eier = 6.022 · 1023 Stück (Für einen Kuchen ein bischen viel, für die Welt der Atome genau richtig.)

• Die Molare Masse M in der Einheit g·mol-1 (Gramm pro Mol) bietet die Umrechnung von Massen (in Gramm) zu Stückzahlen (in Mol). Sie kann direkt aus dem Periodensystem entnommen werden. (g/mol = g·mol-1)

• Die Molbrücke ist sehr wertvoll. Sie gibt den Rechenweg an. Ausserdem:

Rechnen Sie mit den Einheiten. Einheiten sind das Wichtigste!

Start (g)

RK Gleichung mol

Ergebnis (g)

Massenspektroskopie: Bestimmung der Atommasse GF KME Dinter 23

Szenario Sie als Geschäftsführerin der TitanVelo Company mit Sitz in Baar, ZG erhalten von ihrem Lieferanten aus Taiwan Pneus zugesandt. Der Lieferschein ist verlorengegangen, nur das Nettogewicht ist auf der Holzkiste mit 234 kg ver-merkt. Da Sie wissen, dass 1 Pneu 209 g wiegt, fällt es Ihnen leicht, daraus die Anzahl der Pneus zu bestimmen. Die Zeit drängt, denn Sie haben nur noch eine limitierte Anzahl an Rahmen im Lager und müssen schnell entscheiden, ob Sie diese heute noch bestellen. Die Rahmen sind in verschlossenen Kisten verpackt. Auch hier ist nur das Nettoge-wicht mit 3960 kg angegeben. 1 Rahmen wiegt 7.5 kg. Reichen die noch für die Produktion? Zusammenhang Velo/Stöchiometrie: Atome kann man nicht zählen, da es zu viele sind, die man für eine Reaktion nehmen muss, und nicht anfassen, da sie sehr klein sind. Die einzige Möglichkeit ist wiegen.

1.2.1 Massenspektroskopie: Bestimmung der Atommasse Die Atome sind so unvorstellbar klein, dass es unmöglich erscheint, deren Masse zu bestimmen. Mit Hilfe der sog. Massenspektroskopie ist dies jedoch gut möglich. Atome werden beschleunigt und in einem elektrischen Feld ionisiert. Ihnen wird ein Elektron entfernt und es entstehen geladene Teilchen sog. Ionen. Durch ein Magnetfeld werden diese Ionen aufgrund Ihrer Masse und ihrer Ladung abge-lenkt. Dies geschieht um so leichter, je kleiner die Masse eines Atoms ist. Aus dem Mass der Ablenkung kann man auf die Masse des Atoms schliessen.

234 kg

Anzahl Pneus

Anzahl Rahmen Umrechungsfaktor

Reicht es? __ja __nein

3960 kg

= 209 g = 7.5 kg

benötigtes Gewicht

+

+

+ + + +

+ + +

+ + + + + + +

+ +

+

+

+ + + + + + + + + + + + + +

+ +

Probe

Hochvakuum

IonisierungBeschleunigung

Magnetfeld: Trennung nach Masse und Ladung

Detektion

+

Mol, Avogadrozahl und Molmasse GF KME Dinter 24

1.2.2 Mol, Avogadrozahl und Molmasse Mit Hilfe der Molaren Masse lassen sich Berechnung wesentlich vereinfachen. Berechnen Sie das Eingangsbeispiel mit Hilfe des Molbegriffs. 2 PbO + C → 2 Pb + CO2

Mol C Atome

Mol PbO Teilchen Umrechungsfaktor

Molare Masse M von C

M(C) = g·mol-1

0.528 g C

Molare Masse von PbO

M(PbO) = g·mol-1

Einzusetzende Masse PbO

Ein Mol ist die Substanzmenge, die gleich viele Teilchen enthält, wie Atome in 12 g Kohlenstoff vorhanden sind.

Die Avogadro-Konstante (NA) ist die Anzahl von Kohlenstoffatomen, die sich in 12 g Kohlenstoff befinden. Sie beträgt 6.022••••1023.

Die Molare Masse M beschreibt, wieviel Gramm einer Substanz einem mol entspricht. Die Einheit der molaren Masse ist g/mol. (Die molare Masse M ist der Quotient aus der Masse m und der Stoffmenge n einer Stoffportion. M = m/n )

Start (g)

RK Gleichung mol

Ergebnis (g)

Mol, Avogadrozahl und Molmasse GF KME Dinter 25

Start

mol

Ergebnis

1.2.2.1 Voll automatisierte Variante

Mathematisch betrachtet lässt sich die Molbrücke ganz einfach zusammenfassen, wobei A der Ausgangsstoff ist (im Beispiel Kohlenstoff) und B der gesuchte Stoff (im Beispiel Blei(II)-oxid). m = Masse in Gramm, n = Faktor aus der Reaktionsglei-chung, M = Molare Masse. Aufgabe: Prüfen Sie durch Einsetzen der Zahlen, ob der Zusammenhang stimmt. (Mit welcher Methode Sie am besten rechnen, ist Ihnen überlassen.)

Calciumcarbid (CaC2), eine Festsubstanz, die mit Wasser Ethin entwi-

ckelt, wurde früher für Grubenlampen benötigt. Calciumcarbid wird aus Calcium und Kohlenstoff hergestellt.

Ca + 2 C → CaC2

a) Wieviel kg CaC2 erhält man, wenn man 50 kg Ca einsetzt? Wieviel kg Kohlen-

stoff wird dafür benötigt? Rechnen Sie mit der Molbrücke und vollautomatisch. b) Wird Calciumcarbid in Wasser gegeben, wird Ethin und Calciumhydroxid gebil-det. Formulieren Sie die Reaktionsgleichung.

m(A)n(A)·M(A)

m(B)n(B)·M(B)

=

Die Verhältnisformel GF KME Dinter 26

Aufgabe: Natrium (Na) und Chlorgas (Cl2) entstehen durch eine Schmelzelektroly-

se (besonderes technisches Verfahren) aus Natriumchlorid (NaCl). Stellen Sie die Reaktionsgleichung auf und berechnen Sie, wieviel Gramm Natriumchlorid einge-setzt werden müssen, um 100.0 g Natrium zu erhalten.

1.2.3 Die Verhältnisformel Viele Stoffe wurden historisch aus der Natur als Reinstoffe gewonnen. Der erste Schritt zur Analyse, bestand darin, die Anteile der verschiedenen Elemente zu bestimmen. Daraus liess sich die Verhältnisformel (einfachstes Atomzahlenver-hältnis) gewinnen. Aufgabe: Welche Verhältnisformel CxHyOz hat eine Substanz, die 40.00% Kohlen-

stoff, 6.71% Wasserstoff und 53.28% Sauerstoff enthält (alles Massenprozen-te)? Startet man simplerweise bei einer Gesamtmasse von 100g so enthält die Substanz, 40.00 g Kohlenstoff, 6.71 g Wasserstoff und 53.28 g Sauerstoff. x,y,z sind Stückzahlen, da bietet sich das mol an. Die Massen (in Gramm) müssen nur noch mit Hilfe der Molaren Massen in „mol“ überführt werden. Wie ist die Formel CxHyOz? Könnte es sich bei dem Stoff um Glucose C6H12O6,

Menthol C10H20O oder Essigsäure CH3COOH (C2H4O2) handeln?

Die Verhältnisformel GF KME Dinter 27

Verstehen Sie, was vor sich geht, aber rechnen Sie mit

den Einheiten! Die Einheiten sind das Wichtigste!

Grösse Grössen-zeichen

Name der Einheit Einheiten-zeichen

Übliche Einheiten

Masse m 1 Kilogramm 1 kg g Volumen V 1 Kubikmeter 1 m3 l Stoffmenge n 1 Mol 1 mol mol

Grösse Abkürzung Einheit/Bedeutung unit u Masse/Stück Avogadro Konstante NA Stück/mol molare Masse M g/mol Mol Mol Stück

1.2.3.1 Drill&Practice: Stöchiometrie

1. Wie gross ist die Masse von einem Mol Schwefel? 2. Wie gross ist die Masse von einem Schwefel-Atom? 3. Wie gross ist das Massenverhältnis von einem Schwefel zu einem Kohlenstoffatom? 4. Wie gross ist die Masse eines Mg-Atoms? 5. Welche Masse haben 1.2 · 1024 Ne-Atome? 6. Wie viele Teilchen sind in 2.8 mol Kupfer enthalten? 7. Welche Molare Masse hat Zirkoniumoxid ZrO2?

8. Verteilen Sie 6.022 · 1023 Teilchen (z.B. 12 g Kohlenstoff) im gesamten Wasservorrat der Erde (1.35 Milliarden km3). Wie viele Teilchen pro Liter sind zu erwarten?

9. Welches ist die Verhältnisformel einer Verbindung, die aus 79.8 % Kupfer und 20.2 % Schwefel besteht (immer Massenprozente)? Starten Sie der Einfachheit halber mit 100 g der gesuchten Verbindung. Rechnen Sie mit exakten Zahlen.

10. 12.8 g eines Manganoxids (Mangan = Mn), das in Batterien verwendet wird, enthält 4.8 g Sauerstoff (0). Geben Sie die Verhältnisformel an.

11. Wieviel Aluminiumoxid (Al2O3) entsteht bei der Verbrennung (O2) von 10 g Aluminium

(Al)? Stellen Sie die Reaktionsgleichung auf und berechnen Sie die Menge an Al2O3.

Wie ist das Massenverhältnis von Aluminium zu Sauerstoff in der gebildeten Verbin-dung? (Wieso ist Sauerstoff hier als O und nicht als O2 beschrieben?)

12. Bei der katalytischen Entzündung von Wasserstoff (H2) konnte bei der Verbrennung

(O2) das Produkt Wasser (H2O) nachgewiesen werden. Stellen Sie die Reaktionsglei-

chung auf und berechnen Sie, wieviel Sauerstoff nötig ist, um 10 g Wasserstoff voll-ständig zu Wasser umzusetzen.

13. Bei der Verhüttung von Eisenerz (65% Eisenoxid Fe2O3, 35% Gestein) mit Kohlen-

stoffmonooxid (CO) erhält man im Hochofenprozess Eisen (Fe) und Kohlenstoffdioxid (CO2). Wieviel Eisen erhält man aus 10 Tonnen Eisenerz?

14. Sterling-Silber besteht aus 92.5% Silber (Ag) und 7.5% Kupfer (Cu). Wie viele Silbe-ratome kommen auf ein Cu-Atom?

15. Welche Masse an Sauerstoff ist in 195 g Eisen(III)-oxid (Fe2O3) enthalten? Wieviel

% sind das? 16. Calciumcarbonat (Kalk,CaCO3) lässt sich im Haushalt bekanntlich mit Essigsäure

(CH3COOH) auflösen. Am Schluss der Reaktion misst man 15.3 g Calciumacetat

[Ca(CH3COO)2], ausserdem entstehen Kohlenstoffdioxid und Wasser. Notieren Sie die

Reaktionsgleichung. Wie viel Gramm Kalk hat vorgelegen? Wie viel Gramm Essigsäure musste man nehmen. Welches Volumen an Kohlenstoffdioxid ist entstanden?


Das ideale Gas GF KME Dinter 28

Verschiedene ideale Gase enthalten in gleichen Volumina gleich viele unabhängi-ge Teilchen, vorausgesetzt Druck und Temperatur sind identisch.

1.2.4 Das ideale Gas Bisher wurden chemische Reaktionen mit Edukten beschrieben, die sich gut abwie-gen lassen. Nicht nur feste und flüssige Stoffe können reagieren, sondern auch Gase. Bei Gasen ist es viel handlicher ihr Volumen abzumessen, anstatt ihr Gewicht zu bestimmen. Gibt es bei chemischen Reaktionen ein Gesetz von der Erhaltung des Volumens, analog zum Gesetz der Erhaltung der Masse? Zentrale Frage Ist auch für Gase ein Zusammenhang von Volumen und Teilchenzahl vorhanden, wie bei Feststoffen und Flüssigkeiten ein Zusammenhang zwischen Masse und Teil-chenzahl vorhanden ist? Darauf gibt Amadeo Avogradro eine Antwort.

1.2.4.1 Gesetz von Avogadro (1811)

Elektrolyse von Wasser

Das Volumen, welches ein Gas einnimmt, ist unabhängig von der Grös-se und der Masse der Teilchen, sondern nur von der Anzahl der Gasteilchen. Dies liegt daran, dass der Abstand der Gasteilchen, die sich in einem Volumen bewegen, relativ gross ist (sehr viel grösser als bei Flüssigkeiten oder Festkörpern). Das Eigenvolumen der Gasteil-chen, welches ca. 1/1000 des Gasvolumens entspricht, spielt somit praktisch keine Rolle. Neben den idealen Gasen, bei denen sich die einzelnen Teilchen nicht beeinflussen, existieren noch die realen Gase, bei denen es durch eine Beeinflussung der Teilchen untereinander zu einer Abweichung vom Gesetz von Avogadro kommt.

Das Gesetz wurde als Hypothese von Amadeo Avogadro (1776 – 1856) formuliert, jedoch erst später bestätigt. Ist bei folgenden Reaktionen mit Volumenänderungen zu rechnen?

2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (g)

H2 (g) + Cl2 (g) → 2 HCl (g)

N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)

Volumen, welchesdas Gas einnimmt

Eigenvolumen derGasteilchen


Unter Normalbedingungen beträgt das molare Volumen eines idealen Gases 22.4 Liter. Normalbedingungen heisst: 273,15 K und 1,013 · 105 Pa (= 1,013bar)

1.2.4.2 Das Molare Volumen Vm (Das Molvolumen)

Analog zur molaren Masse M = m/n (g/mol) existiert das molare Volumen Vm Molares Volumen

Kelvin Skala T (K)

t ( o C)

0 273.15

0

1 bar = 1 · 105 Pa Celsius Skala

Nach Avogadro müssen 1 mol Teilchen (6.022 · 1023) eines beliebigen Gases das gleiche Volumen einnehmen. Für die Edelgase bedeutet das 6.022 · 1023 Atome, für die übrigen Gase 6.022 · 1023 Moleküle, die sich in 22.4 L befinden. Das Periodensystem zeigt 11 gasförmige Elemente. Manche sind molekular aufge-baut, manche kommen atomar vor.

Aufgabe: 2.5 L eines idealen Gases haben bei Normbed. eine Masse von 4.46 g. Wie gross ist die Molare Masse dieses Gases? Um welches Gas handelt es sich?

1.2.4.3 Die allgemeine Gasgleichung

Volumen, Druck und Temperatur stehen bei Gasen miteinander in Beziehung. Wird ein Schnellkochtopf, der hermetisch verschlossen ist, aufgeheizt, steigt der Druck an: p ~ T, d.h. wird die Temperatur verdoppelt, verdoppelt sich auch der Druck. Diesen Zusammenhang gibt die allgemeine Gasgleichung wieder. p = Druck in kPa (KiloPascal!) V = Volumen in L n = Stoffmenge in Mol T = Temperatur in Kelvin R = Allgemeine Gaskonstante = 8.314 J/mol/K Aufgabe: In einem Gefäss von 25 Litern herrscht ein Druck von 1.25 bar in dem sich 1.34 mol Stickstoff befinden. Welche Temperatur hat das Gefäss (und der Inhalt) in ° Celsius?

Gasförmige Elemente

Molekular vorkommende Elemente atomar vorkommende Elemente

p • V = n • R • T

=molL

nV

Vm


1.2.4.4 Die Dichte von Gasen

Die Dichte eines Stoffes ρ ist allg. definiert als Verhältnis von Masse zu Volumen. Die bekannteste Dichte ist die von Wasser: ρ(H2O) = 1 kg· L-1. Die Dichte von

Gasen liegt wesentlich tiefer: für Sauerstoff 1.43 g· L-1. Luft kann für die Berechnung der Dichte näherungsweise als N2 angenommen wer-

den (der Fehler bei der Berechnung ist sehr klein.) Gase, deren Dichte grösser ist als Luft (N2), sinken unter die Luftschicht, Gase

deren Dichte geringer ist liegen obenauf. (Es kommt dann später aufgrund der thermischen Bewegung der Teilchen zu einer Durchmischung.) Möchte man abschätzen, ob die Dichte ρ eines Gases grösser oder kleiner ist als die eines zweiten Gases, so braucht man nur die Molmassen, die leicht zugänglich sind, miteinander zu verglei-chen. (Formel hier ohne Herleitung.) Aussage: Wenn die Molmasse grösser ist, ist auch die Dichte grösser. Aufgabe: Warum ist CO2 schwerer als Luft und sinkt zu Boden?

M(CO2) = 44 g/mol und M(Luft) = M(N2) = 28 g/mol.

Damit ist ρ(CO2) > ρ(Luft) und CO2 sinkt zu Boden.

1.2.4.5 Drill&Practice: Gase und Autoairbag

1. Warum werden Kinderballone mit Helium gefüllt, wäre Wasserstoff nicht

besser? 2. Halten Sie Butangas (C4H10) oder Methangas (CH4) für sicherer? 3. 40 g NaCl reagieren mit einem Überschuss an Schwefelsäure (H2SO4) zu

Chlorwasserstoffgas (HCl) und Natriumsulfat (Na2SO4). Welches Volumen an

Chlorwasserstoff bei 0 °C und 1,013·105 Pa entsteht aus 40 g NaCl? 4. Welches Volumen nehmen 25 g Stickstoff unter Normalbedingungen sowie bei

30 oC und 971 mbar ein? 5. Die Chemie des Auto-Airbags Die Hauptkomponenten mit der ein Airbag gefüllt wird, sind die festen Substanzen Natriumazid (NaN3), Kaliumnitrat (KNO3) und Sand (Siliziumdioxid SiO2). Bei

einem Aufprall wird die Mischung im sog. Gas Generator durch einen elektrischen Impuls gezündet und es wird eine vorher genau kalkulierte Menge an Stickstoff (N2) freigesetzt, wodurch sich der Airbag aufbläht.

In einer ersten Reaktion setzt sich das Natriumazid (NaN3) in Natrium (Na) und

Stickstoff (N2) um. Da das gebildete Natrium (Na) recht aggressiv ist, muss es in

einer zweiten Reaktion in harmlosere Stoffe umgewandelt werden. Dazu dient das Kaliumnitrat (KNO3). Natrium und Kaliumnitrat reagieren zu Kaliumoxid (K2O),

Natriumoxid (Na2O) und Stickstoff (N2). Da für den Einsatz von Chemikalien im

Humanbereich eine absolute Sicherheit gewährleistet sein muss (es darf nicht zu Schädigungen der Personen durch Reste von unverträglichen Chemikalien kommen), lässt man die gebildeten Produkte Kaliumoxid und Natriumoxid mit Hilfe des Sili-

=ρLg

Vm

2

1

2

1

MM

=ρρ

Die Konzentration GF KME Dinter 31

Die Konzentration eines Stoffes in einer Lösung sagt aus, wie viele mol Teilchen sich in einem bestimmten Volumen (Liter) befinden. Konzentrationen werden demnach in mol·L-1 (also mol/L) angegeben.

ziumdioxids in einer dritten Reaktion weiterreagieren zu einem alkalischen Silikat, einer Form von Glas, das in feinstem Pulver anfällt. In der Gesamtreaktion wurde also aus Natriumazid, Kaliumnitrat und Siliziumdi-oxid der feste Stoff Glas und der gasförmige Stickstoff gebildet. Der Ingenieur des Airbags steht jetzt vor dem Problem den Airbag von 20 Litern Inhalt mit der richtigen Menge an Edukten (Ausgangskomponenten) füllen zu müs-sen. Er fragt sich: „Wieviel Natriumazid, Kaliumnitrat und Siliziumdioxid sind not-wendig, um ein Volumen von 20 Litern mit Stickstoff zu füllen und alle reaktiven Zwischenstoffe zum harmlosen Glaspulver umzusetzen?“ Vorgehensweise zur Lösung 1. Stellen Sie die Reaktionsgleichung der 1. Reaktion auf 2. Stellen Sie die Reaktionsgleichung der 2. Reaktion auf 3. Stellen Sie die Reaktionsgleichung der 3. Reaktion auf. Glas ist eine relativ

komplizierte Substanz. Wir nehmen der Einfachheit halber an, dass Glas aus einem Teil K2O, 5 Teilen Na2O und 4 Teilen SiO2 besteht. Die Formelschreib-

weise wäre K2O • 5 Na2O • 4 SiO2.

4. Da in der ersten Reaktion, wie auch in der zweiten Reaktion Stickstoff ent-steht, das zum Aufblähen des Airbags beiträgt, muss eine Gesamtreaktion aufgestellt werden. Versuchen Sie jetzt alle 3 Reaktionsgleichungen unterei-nander zu schreiben und eine stöchiometrische Gesamtgleichung zu entwi-ckeln, wobei Sie die erste Gleichung mit einem Faktor multiplizieren, so dass das Natrium (Na) vollständig weiterreagieren kann. Sollten Sie hierbei Schwierigkeiten haben, schauen Sie kurz in der Lösung nach.

5. Mit Hilfe des molaren Volumens kann das benötigte Volumen des Stickstoffs in die entsprechende Stoffmenge (mol) umgerechnet werden (vereinfachende Annahme: Normalbedingungen). Daraus lassen sich die Stoffmengen der betei-ligten Komponenten errechnen und über die molaren Massen die Masse (g) der Edukte bestimmen.


1.2.5 Die Konzentration c(NaCl) bedeutet Konzentration von NaCl (meist in Wasser): in der Einheit mol·L-1

Man bezeichnet solch einen Ausdruck auch als Molarität einer Lösung. Der Umgang mit dem Ausdruck Konzentration hat viele Vorteile in der Chemie, denn hier wird eine Anzahl von Teilchen in einem Volumen angegeben und das ist bekanntermassen direkt aus der Reaktionsgleichung herauszulesen. C3H7COOH + C2H5OH → C3H7COOC2H5 + H2O

Buttersäure + Ethanol � Buttersäureethylester (Ananas) + Wasser Ist die Konzentration an Buttersäure anfänglich 2 mol/L so können nach der Reak-tion 2 mol/L Buttersäureethylester erwartet werden. Das lässt sich leicht kalku-lieren. Für die Berechnung in Grammmengen, 176 g Buttersäure erzeugt 232 g Buttersäureethylester, ist schon etwas mehr Rechenaufwand nötig.

Die Konzentration GF KME Dinter 32

Aufgaben Sie geben 5 g Kochsalz (NaCl) in 1 Liter Wasser. Welche Konzentration besitzt die Lösung? 18 g Glucose (C6H12O6) werden in 120 mL Wasser gelöst. Berechnen Sie die Kon-

zentration. Bei der Herstellung eines Toilettenreinigers werden 20 g Natriumhydroxid-Plätzchen (NaOH) in 150 ml Wasser gelöst. Welche Konzentration hat die Lösung.

1.2.5.1 Drill&Practice: Konzentrationen

1. 10 ml einer 20 · 10-3 mol·L-1 Vitamin C Lösung wurden produziert. Welche Mas-se hatte die eingewogene Menge? (M(VitaminC) = 176.13 g·mol-1)

2. Eine physiologische = isotonische Kochsalzlösung hat den identischen osmoti-schen Druck wie das Blut. Man kann solch eine Lösung durch Lösen von 9.5 g NaCl in 1 L Wasser herstellen. Welche Konzentration besitzt die Lösung? Wieviel %-ig ist die Lösung? (%-ig bedeutet ja, wieviel Gramm auf 100 Gramm) Wie ist die Dichte der Lösung? (sie erinnern sich an die Einheit g/L) Entnimmt man der Lösung 20 mL und füllt auf 250 mL auf, welche Konzentra-tion errechnet sich jetzt?

3. Berechnen Sie die Konzentation von Wasser. Anders gefragt: Wieviel mol Wasserteilchen befinden sich in 1 L Volumen? Rechnen Sie mit der Dichte von Wasser und mit der Molaren Masse von Wasser.


Das Atom: Rutherford-Atommodell GF KME Dinter 33

2 Die Chemische Bindung

2.1 Atombau

2.1.1 Das Atom: Rutherford-Atommodell Der englische Physiker Ernest Rutherford (1871 – 1937) untersuchte den Aufbau der Atome. 1911 beschrieb er das Atom als eine Art Kirschenmodell, das auf lang-wierigen Versuchen mit sehr dünner Goldfolie beruhte. Rutherford beschoss die Folie mit sog. α-Strahlen. Diese Strahlung besteht aus positiv geladenen Teilchen, die etwa die gleiche Masse wie Helium besitzen und die etwa so gross wie Atom-kerne sind.

Beobachtungen und erste, vorsichtige Interpretationen Rutherfords

Das Coulomb’sche Gesetz GF KME Dinter 34

2.1.2 Das Coulomb’sche Gesetz Die Interpretation der Ergebnisse Rutherfords ist nur mit Hilfe der elektrostati-schen Kraft, der sog. Coulomb-Kraft zu verstehen. Diese Kraft wirkt zwischen elektrisch geladenen Körpern. Gleichartig geladene Körper stossen sich ab, entge-gengesetzt geladene ziehen sich an. Es gibt Leute, die behaupten, mit dem Coulomb'schen Gesetz könne man etwa 75% der Chemie erklären. Da ist viel Wahres dran. Charles Augustin de Coulomb (1736–1806) war französischer Physiker und Generalinspekteur des Unterrichtswesens.

Elektrometer

Coulomb’sches Gesetz und praktische Bedeutung Auswirkung des Coulomb'schen Gesetzes auf das Atommodell von Rutherford

Das Kern-Hülle Modell GF KME Dinter 35

e- e-

e- e-

e- e-

2.1.3 Das Kern-Hülle Modell • Das Atom besteht aus Atomhülle und Atomkern. • Der Atomkern ist positiv geladen und besteht aus

Protonen (positive Ladung). [Der Kern enthält auch die Neutronen (ungeladen). Sie wurden erst später entdeckt.]

• In der Atomhülle befinden sich die negativ gelade-nen Elektronen. Da Atome eine neutrale Ladung aufweisen, ist gezwungenermassen die Anzahl der Protonen und der Elektronen identisch.

• Die Masse (Gewicht) befindet sich fast aus-schliesslich (99.9%) im Kern, die Hülle ist beinahe masselos (0.1% der Masse des Atoms).

• Das Volumen des Atoms wird fast ausschliesslich durch die Atomhülle bestimmt. Der Durchmesser der Atomhülle ist ca. 100 pm (10-10 m), der des Atomkerns ca. 10 fm (10-14 m). Das Verhältnis Kern/Atom liegt somit bei 10‘000 – 100‘000.

2.1.3.1 Grössenvergleich Kern/Hülle

Wie gross ist die Atomhülle, wenn der Atomkern der Grösse eines Stecknadelkop-fes (d = 2 mm) entspräche? Mit welchem existierenden Objekt kann man einen Vergleich anstellen? Wo liegen die Konsequenzen für die Durchlässigkeit von Ma-terie?

2.1.3.2 Modell der Materie nach Dalton und Rutherford

Elementarteilchen GF KME Dinter 36

2.2 Das Periodensystem als Ordnungsprinzip

2.2.1 Elementarteilchen Als Elementarteilchen werden die Bausteine der Atome bezeichnet. Elektronen (elektron (gr.) = Bernstein; Bernstein lässt sich durch Reiben mit einem Fell elektrisch aufladen), Protonen (proton (gr.) = erstes, Ur-Teilchen) und Neutronen (ne-utrum (lat.) = keines von beiden, weder positiv noch negativ geladen) sind sol-che Elementarteilchen, die für die Chemie bedeutend sind. Streng genommen sind nur die Elektronen Elementarteilchen, da Protonen wie auch Neutronen noch aus anderen Elementarteilchen wie den Quarks2 bestehen.

Elementarteilchen Symbol Ort elektrische Ladung

Masse in Atomarer Masseneinheit u (units) 1 Unit = 1.66 • 10-24 g

Proton

Neutron

Elektron

2.2.1.1 Die starke Kernkraft

Aufgrund des Coulomb'schen Gesetzes müsste der Kern eigentlich instabil sein, da sich die Ladungen der Protonen abstossen. Dies ist nicht der Fall, da im Kern die starke Kernkraft wirkt. Sie hat eine sehr geringe Reichweite (10-15 m), ist aber sehr viel stärker als die Coulomb'sche Kraft.

2.2.2 Ordnung der Elemente im PSE Die Zahl der Protonen im Atomkern wird Ordnungszahl (oder Kernladungszahl) genannt. Damit ist das Element eindeutig beschrieben: Kohlenstoff hat 6 Proto-nen, Aluminium 13 und Platin 78. Die Anzahl der Elektronen entspricht der Anzahl der Protonen, da das Atom nach aussen ungeladen ist. 1869 stellten der russische Chemiker Dimitrij Iwanowitsch Mendelejew und sein deutscher Kollege Lothar Meyer unabhängig voneinander das erste umfassende Periodensystem auf; das System Mendelejews, in dem Plätze für noch zu entde-ckende Elemente freigehalten wurden, gilt mit wenigen Verbesserungen bis heute. Das PSE bietet eine systematische Anordnung aller Elemente, die die Gesetzmäs-sigkeiten des atomaren Aufbaus und der physikalischen und chemischen Eigen-schaften der Elemente widerspiegelt.

2.2.2.1 Perioden

In den waagerechten Zeilen des PSE, den Perioden, werden die Elemente nach steigender Elektronen- bzw. Ordnungszahl eingeordnet.

2 Für die wichtigsten Elementarteilchen siehe http://de.wikipedia.org/wiki/Elementarteilchen

Ordnung der Elemente im PSE GF KME Dinter 37

2.2.2.2 Gruppen

Die Namen der Hautpgruppen weisen auf eine bestimmte charakteristische Eigen-art der Elemente dieser Gruppe hin.

Typische Gruppeneigenschaften

Reaktion der Alkalimetalle mit Wasser

Alk

alim

etal

le

Erd

alka

limet

alle

Bor

grup

pe

Koh

lens

toff

grup

pe

Sti

ckst

offg

rupp

e

Cha

lkog

ene

Hal

ogen

e

Ede

lgas

e

Übergangsmetalle


2.2.2.3 Atommassenzahl

- Die Anzahl der Protonen im Kern wird auch als Ordnungszahl bezeichnet. - Neutronen und Protonen werden aufgrund ihrer Funktion unter dem Oberbe-

griff Nukleonen (nucleus (lat.) = Kern) zusammengefasst. Die Anzahl der Neutronen ist (in gewissen Grenzen) unabhängig von der Anzahl der Protonen.

- Summiert man die Masse der Nukleonen, so erhält man die Atommassenzahl. - Eine Atomsorte mit definierter Protonenzahl und definierter Neutronenzahl

wird Nuklid genannt: 13755Cs ist ein Nuklid und 35

17Cl ist auch eines.

- Werden zwei Atomsorten mit gleicher Protonenzahl aber unterschiedlicher Neutronenzahl betrachtet, dann bezeichnet man sie als Isotope: 35

17Cl und 3717Cl

sind zwei Isotope (s.u.). - Die Begriffe Nuklid oder Isotop beinhalten nicht, ob es sich um stabile oder

instabile (= radioaktive) Atomsorten handelt. Es gibt radioaktive wie auch stabile Nuklide und Isotope (s.u.)

Symbolik Aufgabe: Tragen Sie die entsprechenden Daten in die Tabelle ein. Notieren Sie, was Ihnen bei der Bearbeitung der Tabelle aufgefallen ist.

Lith

ium

Was

sers

toff

Chl

or

Elementsymbol

Ordnungszahl

Protonenzahl

Elektronenzahl

Neutronenzahl

Masse in u direkt aus dem PSE ent-nommen

Ordnungszahl = Protonenzahl = Elektronenzahl

Atommassenzahl = Protonen + Neutronen


Elemente sind reine Stoffe, die sich durch chemische Vorgänge nicht in andere Stoffe zerlegen lassen. Ein chemisches Element besteht aus Atomen mit der gleichen Protonenzahl. Verbindungen sind reine Stoffe, die aus Elementen aufgebaut sind und sich in mindestens zwei verschiedene Elemente zerlegen lassen. Eine Verbindung ist aus Atomen mit verschiedener Protonenzahl aufgebaut. Die Eigenschaft einer neuen Verbindung ist grundsätzlich nicht aus den Eigen-schaften der Ausgangsstoffe abzuleiten. Isotope oder isotope Atome sind Atomsorten des gleichen Elements mit ver-schiedener Neutronenzahl und damit unterschiedlicher Masse.

2.2.2.4 Isotope

Bei Chlor wird eine „runde“ Zahl von 17 für die Ordnungszahl aber eine krumme Zahl von 35.453 für die Massenzahl angegeben. Da die Anzahl der Neutronen im Atomkern (in gewissen Grenzen) unabhängig von der Anzahl der Protonen ist, be-steht die Möglichkeit, dass manche Atome ein oder mehrere Neutronen mehr besitzen, als man üblicherweise annehmen würde. Da die Protonenzahl identisch ist, spricht man vom selben Element aber von unterschiedlichen Atomsorten. Im Periodensystem (PSE) stehen beide Atomsorten also an identischer Stelle (isos (gr.) = gleich, topos (gr.) = Platz). Diese sog. Isotope sind chemisch praktisch nicht unterscheidbar.

Isotopen Bezeichnung

natürliche Isotopen- häufigkeit

Elementarteilchen im Kern

Chlor

3517Cl 3717Cl

75.77% 24.23%

17P, 18n 17P, 20n

Wasserstoff

11H 21H

99.985% 0.015%

Kohlenstoff

126C

136C

98.89% 1.11%

Bedeutung der abgedruckten Atommasse im Periodensystem Definitionserweiterung

Das Bohr’sche Atommodell GF KME Dinter 40

2.3 Die Atomhülle Wie schon erwähnt, ist für eine chemische Reaktion eine Neugruppierung der Atome ausschlaggebend, subatomare Teilchen spielen dabei keine Rolle. Bei chemi-schen Reaktionen treten jedoch Änderungen in der Atomhülle der beteiligten Atome auf. Daher ist es äusserst wichtig, sich mit der Struktur der Atomhülle auseinander zu setzen.

2.3.1 Das Bohr’sche Atommodell Gurkenexekution

2.3.1.1 Sonnenlicht, Flammenfarben und Linienspektren

Verbrennung von Salzen in der Bunsenbrennerflamme

Sonnenlicht

Na (aus NaCl Salz)

Hg (Leuchtstoffröhre)

Wasserstoffgas


Wird von der Sonne weisses Licht zu uns auf die Erde gesandt, so handelt es sich bei der Lichtausbreitung um elektromagnetische Wellen, also einer Form von Energie, die eine ganz bestimmte Empfindung in unserem Auge hervorrufen. Trifft das weisse Licht auf ein Glasprisma, so kommt es zu einer Zerlegung in alle Farben des Regenbogens von rot bis violett. Jede Farbe entspricht einer ganz bestimmten Wellenlänge der elektromagnetischen Welle.

Alle Farben sind möglich, daher spricht man von einem kontinuierlichen Spektrum.

Rotes Licht mit einer Wellenlänge von 800 nm ist energieärmer als violettes Licht mit einer Wellenlänge von 400 nm. Energie (E) und Wellenlänge (λ) sind umgekehrt proportional, was sich folgendermassen herleiten lässt: Nach Max Planck ist die Energie (E) proportional zur Frequenz (ν) der Strahlung.

E = h · ν

h = Planck’sches Wirkungsquantum (6.626 · 10-34 J·s) Frequenz (ν) in der Einheit 1/s Die Frequenz (ν) kann durch die Lichtgeschwindigkeit (c), die bekanntlich ca. 300‘000 km/s bzw. (300‘000‘000 m/s) beträgt und die Wellenlänge (λ, in der Ein-heit m) ausgedrückt werden: c = ν · λ oder ν = c/λ Damit ergibt sich für den Zusammenhang zwischen Energie (E) und Wellenlänge (λ) in der Einheit Joule:

E = h · c

λ Die Wellenlänge ist somit umgekehrt proportional zur Energie der Strahlung. Viele Stoffe erzeugen charakteristische Flammenfärbungen, wenn man sie in eine Bunsenbrennerflamme hält. Dieses Verhalten ist charakteristisch für den Stoff und kann in der Analytik zur qualitativen und quantitativen Bestimmung herangezo-gen werden (AAS: Atomabsoptionsspektroskopie; die giftigen Thalliumverbindun-gen kann man leicht an der intensiven grünen Farbe erkennen). Betrachtet man die Flammenfärbung durch ein Glasprisma, so wird ein ganz charakteristisches Linien-muster, ein sogenanntes Linienspektrum erzeugt. Ganz besonders charakteristisch ist das Linienspektrum des Natriums mit einer (Doppel-)Linie bei 589 nm.


+

-

+ +

2.3.1.2 Das Bohr’sche Atommodell

Der dänische Physiker Niels Bohr entwickelte das nach ihm benannte Bohr’sche Atommodell oder Schalenmodell (1913). Dieses Modell konnte nicht bewiesen wer-den, gilt als wissenschaftlich fraglich, kann aber gewisse Beobachtungen einfach und anschaulich erklären, ein echtes Modell eben. Bohr’sches Atommodell oder Schalenmodell

• Die Elektronen bewegen sich um den Atomkern auf bestimmten, einzelnen Bahnen oder auch Schalen. Jede Schale entspricht einem bestimmten Energieniveau.

• Der Übergang von einer Schale zu einer weiter aussen liegenden Schale ist gegen die Coulomb’sche Anziehungskraft des Kerns durch Energieauf-nahme (Absorption) möglich. Der umgekehrte Prozess findet durch Ener-gieabgabe (Emission) statt. Das bedeutet zwangsläufig, dass die äusseren Schalen energiereicher sind als die inneren Schalen.

• Der Raum zwischen den Schalen ist für die Elektronen absolut tabu. � Quantenmechanik

Aufgabe: Versuchen Sie eine einfache Erklärung dafür zu finden, dass die äusse-ren Bahnen energiereicher sind und die inneren energieärmer. Verwenden Sie für den Übergang eines Elektrons von einer inneren zu einer weiter aussen liegenden Schale das Coulomb’sche Gesetz. Aufgabe: Diskutieren Sie Möglichkeiten, warum es zu mehreren Spektrallinien beim Wasserstoff kommt. Aufgabe: Entwickeln Sie eine anschauliche Vorstellung, warum sich die Elektronen auf den Schalen dynamisch fortbewegen müssen. Warum würde ein Stillstand der Elektronen ihren Tod bedeuten?


+

Schalennummer maximale Anzahl der

Elektronen pro Schale

n

1

2

3

4

2.3.1.3 Maximal mögliche Anzahl der Elektronen pro Schale

Bei genauerer Betrachtung der Atomhülle stellt sich die Frage: Wie viele Elektro-nen haben auf einer Schale Platz und wann kommt es zu der Besetzung der nächsthöheren Schale? Durch einen Stoss mittels Elektronen können aus der Atomhülle Elektronen abge-spalten werden, es entstehen geladene Teilchen sog. Ionen (ion (gr.) = wandernd). Die Energie der stossenden Elektronen kann man technisch steuern. In der unten stehenden Tabelle ist zu erkennen, dass bei ganz konkreten Energie-werten der stossenden Elektronen (Ionisierungsenergie) erst ein, dann zwei, dann drei usw. Elektronen aus den beschossenen Atomhüllen abgegeben werden. Das Elektron auf der äussersten Schale wird zuerst abgegeben, da es die geringste Anziehung durch den Kern erfährt. Aus dem Verlauf der Ionisierungsenergien lassen sich wichtige Daten zum Aufbau der Atomhülle entnehmen. Ionisierungsenergien (MJ/mol) Anzahl Protonen

Element-symbol

1. Elektron

2. Elektron

3. Elektron

4. Elektron

5. Elektron

6. Elektron

7. Elektron

8. Elektron

9. Elektron

10. Elektron

etc

1 H 1.30

2 He 2.36 5.22

3 Li 0.52 7.24 11.73

4 Be 0.89 1.74 14.74 20.86

5 B 0.80 2.40 3.63 24.84 32.58

6 C 1.08 2.34 4.59 6.18 37.54 46.92

7 N 1.39 2.84 4.54 7.42 9.38 52.87 63.88

8 O 1.30 3.36 5.26 7.41 10.91 13.23 70.81 83.45

9 F 1.67 3.35 6.00 8.35 10.94 15.05 17.73 91.35 105.38

10 Ne 2.07 3.93 6.13 9.30 12.11 15.13 19.83 22.80 114.00 129.33

11 Na 0.49 4.53 6.86 9.47 13.27 16.52 19.96 25.30 28.73 139.87 ...

12 Mg 0.73 1.44 7.67 10.47 13.53 17.89 21.58 25.48 31.44 35.16 ...

13 Al 0.57 1.80 2.72 11.50 14.73 18.29 23.13 27.26 31.67 32.43 ...

14 Si 0.78 1.56 3.21 4.32 15.97 19.65 23.61 29.05 33.43 38.99 ...

15 P 1.01 1.89 2.88 4.92 6.23 21.11 25.22 29.62 36.40 41.48 ...

16 S 1.00 2.24 3.35 4.53 6.95 8.43 26.92 31.50 36.32 43.97 ...

17 Cl 1.25 2.28 3.82 5.13 6.50 9.26 10.95 33.37 38.21 43.40 ...

18 Ar 1.51 2.64 3.92 5.73 7.19 8.75 11.88 13.75 41.58 47.33 ...

19 K 0.43 3.06 4.42 5.88 7.98 9.66 11.35 14.95 ... ... ...

20 Ca 0.60 1.15 4.92 6.48 8.15 10.5 12.33 14.21 ... ... ...

Aufgabe: Wie viele Elektronen haben maximal auf der ersten (der inneren) Schale Platz? Wie viele passen auf die zweite Schale? Finden Sie in obigem Zahlenmaterial Gesetzmässigkeiten. Suchen Sie nach grossen Differenzen in den Ionisierungsenergien, die Ihnen einen Hinweis auf die Beset-zung einer neuen Schale geben. Betrachten Sie z.B. beim Lithium das Abspalten des ersten, zweiten und dritten Elektrons (also "in Zeilen denken"). Vergessen Sie nicht, dass Elektronen sukzessive von aussen nach innen abgespalten werden.


2.3.1.4 Besetzung von neuen Schalen

Wann wird eine neue Schale besetzt? Was hat das mit den Perioden zu tun?

2.3.1.5 Atomgrösse

Wie verändert sich die Atomgrösse innerhalb der Perioden und innerhalb der Gruppen?


Valenzschale Die äusserste Schale eines Atoms, die noch Elektronen enthält. Valenzelektronen Elektronen der Valenzschale. Dies sind die interessantesten für chemische Reaktionen. Atomrumpf Atom ohne Valenzschale Rumpfladung Ladung, die zurückbleibt, wenn alle Valenzelektronen abgegeben werden.

2.3.1.6 Valenzelektronen und Valenzschale

Aluminium (Al) • Anzahl Elektronen

• Nummer der Valenzschale

• Anzahl der Valenzelektronen

• Rumpfladung

2.3.1.7 Metallische Eigenschaften im PSE

Charakteristisches Merkmal von metallischen Elementen Metalle geben die Valenzelektronen relativ leicht ab, Nichtmetalle hingegen neh-men die Elektronen relativ leicht auf. Dieses Verhalten lässt sich sehr schön mit dem Bohr’schen Atommodell erklären.

Gang des metallischen Charakters der Elemente im PSE

+


2.3.1.8 Drill&Practice: Bohr und Periodensystem

1. Die Graphiken zeigen eine Reihe von Atomgrössen in verschiedenen Darstel-

lungen. Interpretieren Sie den Verlauf der Atomgrössen. Notieren Sie dazu 3

typische Merkmale in der Graphik und geben Sie eine Erläuterung für das

Verhalten. Die Atomradien sind in [pm] (picometer = 10-12 m) angegeben.

2. Welche Elektronen werden vom Kern stärker gebunden, die der 1. oder die der

3. Schale? Begründen Sie schlüssig.

3. Aus einem Li-Atom wurden durch Elektronenbeschuss 2 Elektronen abgespal-ten. a) Wie viele Protonen, Neutronen und Elektronen besitzt das gebildete Teil-chen? Fertigen Sie eine Zeichnung an. b) Ist das gebildete Teilchen grösser oder kleiner als Wasserstoff? Begrün-den Sie. Müssen Sie Ihre Zeichnung aus a) anpassen? c) Aus dem gebildeten Teilchen und aus dem Wasserstoffatom soll ein weite-res Elektron abgespalten werden. Welche Ionisierungsenergie ist grösser?

4. Was sind Farben und wie unterscheiden sie sich von weissem Sonnenlicht?

5. Gibt es ein Element mit 33 Elektronen auf der 4. Schale? Begründen Sie kurz.


Das Orbitalmodell GF KME Dinter 47

Von einem Elektron als Teilchen kann prinzipiell nie gleichzeitig der Ort und die

Geschwindigkeit exakt bestimmt werden.

2.3.2 Das Orbitalmodell

2.3.2.1 Welle-Teilchen Dualismus

Mit Hilfe des Bohr’schen Atommodells lassen sich experimentelle Beobachtungen wie Linien-spektren gut erklären, nicht aber andere Phä-nomene wie z.B. die Bildung des H2 Moleküls,

an der massgeblich die Elektronen der Hülle beteiligt sind. Dazu braucht es ein anderes Modell. Unangenehmerweise ist das Orbitalmodell sehr viel abstrakter als das Bohrmodell, denn wie links dargestellt, wird das Modell aus der Lö-sung mathematischer Gleichungen (Wellen-funktionen) erzeugt, die ansich relativ kompli-ziert und wenig anschaulich sind.

Im Bohr’schen Atommodell wurde das Elektron als klassisches Teilchen mit Masse (0.0054 u = 9 · 10-28 g) und Ladung behandelt, das auf einer bestimmten Schale eine bestimmte Energie besitzt. Elektronen haben aber auch Eigenschaften einer Welle, wie man das von Wasser-wellen her kennt. Treffen Wasserwellen auf einen engen Spalt, so werden dahinter halbkreisförmige Wellen ausgesandt. Die Wellen können sich überlagern und bilden ein Interferenzmuster. Auch Elektronen verhalten sich wie Wellen (Wellennatur des Elektrons, Dualismus von Teilchen und Welle). Wellenverhalten am Spalt Interferenz von Wellen am Doppelspalt Elektronen, die sich um den Atomkern bewegen, haben den Charakter von dreidi-mensionalen, stehenden Wellen. Diese stehenden Wellen konnten 1926 vom Physi-ker Erwin Schrödinger mathematisch beschrieben werden. Mit Hilfe der sog. Schrödingergleichung wird aus der Wellenfunktion a) die Energie des Elektrons berechnet und b) die Raumkoordinaten bestimmt. Die stehenden Wellen sind die mathematische Beschreibungsgrundlage. Sie sind später nicht als solche im Atom wiederzuerkennen.

2.3.2.2 Unschärferelation

Von Werner Heisenberg wurde 1927 die Unschärferelation formuliert. Will man ein Elektron messen, muss man physikalisch mit ihm interagieren. Das geht nicht ohne Beeinflussung des Elektrons. Das erzeugt die berühmte „Unschärfe“.


Das Orbital (Elektronenwolke) beschreibt den Raum, in dem sich ein Elektron

mit einer bestimmten Wahrscheinlichkeit aufhält.

2.3.2.3 Orbitale

Durch die prinzipielle Unexaktheit der Bestimmung von Aufenthaltsort und Ge-schwindigkeit des Elektrons kann man für den Aufenthaltsort nur eine gewisse Wahrscheinlichkeit angeben (z.B. 90 %), mit der es sich in einem gewissen Raum aufhält. (Aufenthaltswahrscheinlichkeit wird häufig erklärt mit einer Katze, die jede Minute fotografiert wird, ohne den Film weiterzuspulen. Die Katze kann sich im Haus frei bewegen. Die höchste Aufenthaltswahr-scheinlichkeit der Katze ist am Fressnapf (da sie verfressen ist) und auf ihrem Lieblingskissen (da sie ziemlich faul ist). Man könnte den Fressnapf als positiv geladenen Kern ansehen und die Katze als negativ geladenes Elektron, so dass die Aufenthaltswahrscheinlichkeit eines Elektrons in der Nähe des Kerns am grössten ist.)

Da die Bewegung des e- im Vergleich zum Kern äusserst gross ist, kann eine „quasi gleichzeitige“ Anwesenheit des e- im ganzen Orbital angenommen werden. Mathematisch lässt sich die Aufenthaltswahrscheinlichkeit aus der Lösung der Schrödingergleichung entnehmen. Die Lösung gelingt jedoch nur für die Annahme ganz bestimmter Energiewerte des Elektrons. Diese Energiewerte sind mit denen des Bohr’schen Schalenmodells identisch, d.h. „ die Schalen von Bohr entsprechen den Aufenthaltswahrscheinlichkeiten von Schrödinger, nur die Starrheit von Bohrs Modell fehlt.“

2.3.2.4 4 Regeln zum Orbitalmodell

Regel 1: Orbitalformen

Bisher ist wohl der Eindruck entstanden, dass es nur kugelförmige Orbitale gibt. Das ist nicht richtig. Es gibt neben den Kugeln auch keulenförmige, kleeblattför-mige und kompliziertere Formen. (Achtung: Ein d-Orbital (s.u.) hat 4 Teilräume. Dies wird als ein Orbital gezählt, nicht als vier Orbitale.)

Regel 2: Pauli-Prinzip

Wie viele Elektronen passen in ein Orbital? In einem Orbital (Energie identisch, Ort identisch) lassen sich höchstens 2 Elekt-ronen unterbringen, die einen unterschiedlichen Spin (Eigendrehimpuls) besitzen. Sie werden mit ↑↓ bezeichnet. (Eigendrehimplus lässt sich folgendermassen bildhaft darstellen:

das Elektron dreht sich recht- oder linksrum. Ein Drehwechsel ist problemlos machbar.) Daraus folgt zwingend, die maximale Anzahl Elektronen pro Orbitaltyp


Hund’sche Regel (aufgestellt von Friedrich Hund) Energetisch gleichwertige Orbitale (z.B. die p-Orbitale der Hauptquan-tenzahl 2) werden zunächst jeweils mit einem Elektron gleichen Spins besetzt.

Px Py Pz Px Py Pz falsch

Px Py Pz korrekt

↑ ↑ ↑↓

Energieprinzip: Die Besetzung der Orbitale erfolgt nach dem Prinzip, dass die energieärmsten Orbitale zuerst besetzt werden.

Haupt-quanten-

zahl

Anzahl Elektronen pro Schale nach Bohr

Maximale Elektronenzahl pro Typ Art der Orbitale pro Hauptquantenzahl

s p d f

1

2

3

4

Regel 3: Hund'sche Regel

In welcher Reihenfolge werden energetisch gleichwertige Orbitale besetzt? Kästchenschema

Regel 4: Energieprinzip

In welcher Reihenfolge werden energetisch unterschiedliche Orbitale besetzt? Die Energiestufen der einzelnen Orbitaltypen sehen folgendermassen aus:

1s

Ene

rgie

Besetzungsreihenfolge

2s

2p

3s

3p

3d

4s


2.3.2.5 Orbitalbesetzungsschema

Die Besetzung der Orbitale erfolgt nach dem Energieprinzip. Das Orbital-besetzungsschema ist ein kleines Hilfsmittel, zur Konstruktion der Be-setzung. Sie finden die Hauptquanten-zahlen in Zeilen mit den relevanten Orbitalen. Die 45 Grad Pfeile ergeben die Leserichtung. Ist man unten ange-kommen, fängt man oben wieder an. (Es gibt kleine Abweichungen, die hier vernachlässigt werden.) Das Schema sollte man sich nicht als solches merken. Besser ist es sich die Struktur für den Aufbau des Schemas zu merken. Alles leicht zu merken mit dem Tram-Modell Das Tram selbst entspricht einer Hauptquantenzahl, die Elektronen werden er-setzt gegen Menschen mit Einkaufstaschen. So wie Elektronen die Atomhülle be-füllen, so verhalten sich auch die Menschen, wenn sie Tram fahren. Mit den beiden Einkaufssäcken bleibt man nach dem Einsteigen am Besten an der Tür stehen, da hat man nicht so eine Mühe, sich durchs Tram zu quetschen → Minimum-

Energieprinzip (Regel 4). Die Sitzplätze der Trams sind nicht alle identisch � Orbitalformen (Regel 1). Sie sind aber so ge-staltet, dass maximal 2 Personen nebeneinander sitzen können (es gibt wenige vernachlässigbare Ausnahmen). → Pauli-Prinzip (Regel 2). Die Sitzplätze werden jedoch meist schlecht ausgenutzt, denn irgendwo müssen ja die Einkaufstaschen untergebracht werden, und das geschieht am besten auf dem Nachbarsitz. Die Men-schen verteilen sich also erst gleichmässig startend von der

Tür aus im Tram, bevor sie sich nebeneinander setzen → Hund’sche Regel (Regel 3). Das Tram ist voll und wir kommen nicht mehr rein? Dann nehmen wir halt das nächste → neue Hauptquantenzahl.

2.3.2.6 Elektronenkonfigurations-Schreibweise

Die Elektronenkonfigurationsschreibweise zeigt in einer 1-Zeilen-Papierform die Besetzung der Orbitale nach allen Regeln der „Besetzungskunst“.

Ge

1s

2s 2p

3s 3p 3d

4s 4p 4d 4f

5s 5p 5d 5f

6s 6p 6d 6f

7s 7p 7d 7f


2.3.2.7 Quantenzahlen

Jedes Elektron im Atom ist einmalig, d.h. nach dem Pauli-Prinzip (s. S. 48) ist es ausgeschlossen, dass zwei Elektronen einen identischen Zustand haben. Somit lässt sich jedes Elektron eindeutig beschreiben. Für diese eindeutige Beschrei-bung nutzt man die sog. Quantenzahlen, eine Zahlencodierung für Elektronen.

Bezeichnung Abkürzung Zahlencode

Hauptquantenzahlen n 1, 2, 3...

Nebenquantenzahlen λ

0 = s-Orbital 1 = p-Orbital 2 = d-Orbital 3 = f-Orbital 4 = g-Orbital

Magnetische Quantenzahlen3 m

0 = ein s-Orbital -1/0/+1 = drei p-Orbitale py/pz/px

-2/-1/0/+1/+2 = fünf d-Orbitale -3/-2/-1/0/+1/+2/+3 = sieben f-Orbitale (allgemein also von „-λ“ bis „λ“.)

Spinquantenzahlen s +½ und -½

Beispiel: Bestimmung der Quantenzahlen des 11. e- des Natriums (Valenzelektron)

Werden die Elektronen nach dem Orbitalbesetzungsschema besetzt, so befindet sich das 11. Elektron im 3s-Orbital: d.h. Hauptquantenzahl = 3, Nebenquantenzahl = 0, da es sich um ein s-Orbital handelt, Magnetische Quantenzahl = 0, da es ein s-Orbital ist und Spinquantenzahl = +½, da der Pfeil nach oben steht. Zusammengefasst hat das 11. Elektron des Natriums die Quantenzahlen (3,0,0,+½). Aufgabe: Bestimmen Sie nach gleichem Vorgehensmuster die Quantenzahlen des 69. Elektrons von Quecksilber.

3 Anmerkung zur magnetischen Quantenzahl: Häufig wird in der Literatur und in Lehrbü-chern für die magnetische Quantenzahl der p-Orbitale nicht angegeben, welche Zahl zu px/py/pz gehört. Man findet häufig 0 = pz und ± 1 = px und ± 1 = py. Die Uni Zürich hält sich an

die oben angegebene Notation, die aber von vielen Lehrbüchern und Mittelschulbüchern abweicht.


2.3.2.8 Drill&Practice: Orbitalmodell

1. Zwischen dem Atommodell nach Bohr und dem Orbitalmodell gibt es einen

grossen Unterschied in der Art und Weise, wie man sich das Elektron vor-stellt. Beschreiben Sie die beiden unterschiedlichen Sichtweisen.

2. Definieren Sie den Begriff Orbital. Wie viele Elektronen passen in ein Orbital und wie wird das Orbital mit Elektronen befüllt. Begründen Sie.

3. Welche der folgenden Bezeichnungen von Atomorbitalen sind falsch? 3f, 3d, 2p, 4s, 4f, 2d (Begründen Sie kurz.)

4. Geben Sie die Elektronenkonfiguration von Selen an. (Die Prüfungsausgabe des Periodensystems wird keine Angabe der Elektronenkonfiguration zeigen. Da wäre ja dann doch zu einfach.) Wie viele Valenzelektronen hat das Selen? Be-gründen Sie kurz.

5. Erläutern Sie den Unterschied der Valenzorbitalverteilung beim Phosphor mit doppelt und einfach besetzten Orbitalen, wenn man einmal mit und einmal oh-ne sp3-Hybridisierung arbeitet. Beschreiben Sie ganz kurz, was mit Hybridi-sierung gemeint ist. Gibt es überhaupt einen Unterschied bei der Verteilung und/oder bei der Geometrie?



2.3.2.9 Kovalente Bindung �� Moleküle

Das Wasserstoffatom besitzt ein Elektron, das gleichzeitig auch das Valenzelekt-ron ist. Durch Überlappung der beteiligten s-Orbitale entsteht ein in sich abge-schlossenes Molekül. Die gemeinsame Nutzung der Elektronen führt zu einer Bin-dung zwischen den Atomen. Bei dieser kovalenten Bindung entsteht aus zwei halb besetzten Valenzorbitalen, die hier mit einem Punkt symbolisiert sind H• + •H ein gemeinsames Elektronen-paar HH. Man spricht auch von einem bindenden Elektronenpaar und somit von

einer Elektronenpaarbindung bzw. von einer Atombindung durch Elektronenpaa-rung. Bei der Entstehung dieser Bindung wird

Energie, die sog. Bindungsenergie frei. Da das Prinzip vom Energieminimum gilt, ist der Vorgang des Erreichens des Energieminimums der Grund, warum sich die beiden Atome überhaupt zu einem Molekül verbinden.

2.3.2.10 Hybridisierung: Eine energetische Gleichmacherei

Eine nicht unbedeutende Schwierigkeit ergab sich, als die Kombination von Kohlenstoff und Wasserstoff untersucht wurde. Für die 6 Elekt-ronen des Kohlenstoff gilt die rechts abgebildete Verteilung. Es sind 2 halb besetzte Valenzorbitale zu erkennen: •C• könnte mit 2 Wasserstoffato-men reagieren + •H •H, was das Molekül CH2

ergibt. Ein CH2 Molekül lässt sich in der Natur aber nicht finden! Hingegen lässt sich

im Erdgas das Molekül Methan CH4 nachweisen (Erdgas besteht hauptsächlich

aus Methan.). Ein weiteres Problem tauchte auf, als die Winkel zwischen den H-Atomen physikalisch gemessen wurden. Da die p-Orbitale senkrecht aufeinander ste-hen, müssen auch die H-Atome und das C einen Winkel von 90° aufweisen. Dieser Winkel wurde jedoch zu 109.5° bestimmt. Diese Schwierigkeiten liessen sich nur mit einer Erweiterung des Orbitalmodells, der Hybridisierung lösen. Es gibt keinen Beweis, dass eine Hybridisierung tatsächlich stattfindet. Eine Hybridisierung wird immer dann angewendet, wenn sie zur Erläuterung eines gewissen Moleküls nötig er-scheint: wie hier im Methanbeispiel findet sich anstatt CH2 das

CH4. Ausserdem ist die Geometrie des Moleküls nicht so wie

erwartet und wird mit Hilfe der Hybridisierung erklärt.

H H

H H

Ene

rgie

↑ ↑ ↑↓ 2p ↑↓ 2s 1s

90°

109.5°

H H

H• •H

Energie

Reaktionsverlauf


Ene

rgie

sp3-Hybridisierung

Eine Hybridisierung ist die Verschmelzung von energetisch unterschiedlichen Or-bitalen der Valenzschale. Hybridisiert werden können nur energetisch ähnliche Orbitale, also nicht das 1s- mit dem 4p-Orbital! Ob die Orbitale mit Elektronen besetzt sind oder nicht ist völlig unerheblich. Rein formell wird das s-Orbital energetisch angehoben und die drei p-Orbitale energetisch abgesenkt. Das bedeutet: Ein s- und drei p-Orbitale können zu vier sp3-Hybridorbitalen hybridisieren, die energetisch identisch sind. 1 x s 3 x p 4 x sp3 Hybridorbitale Anmerkung: Bei der Elektronenkonfigurationsschreibweise bedeuteten die hoch-gestellten Zahlen die Anzahl der Elektronen. Bei dieser Schreibweise hier handelt es sich aber um die Anzahl der Orbitale, die zur Hybridisierung verwendet wer-den: ein s-Orbital und drei p-Orbitale. Für das Beispiel Kohlenstoff gilt: Auch hier werden ein s-Orbital und drei p-Orbitale hybridisiert. Die Orbitale gehören zur Valenzschale des Kohlenstoffs. Es handelt sich dabei um die Elektro-nen der zweiten Hauptquantenzahl. Das s-Orbital der ersten Hauptquantenzahl bleibt unverändert.

ohne Hybridisierung mit sp3 Hybridisierung Die Elektronenverteilung hat sich dramatisch verändert. Sind es ohne Hybridisie-rung zwei halb besetzte Orbitale, die bei der Reaktion mit Wasserstoff ein CH2

ergeben würden, so sind es jetzt 4 halbbesetzte Orbitale. Damit ist das Molekül CH4 sehr gut zu erklären.

Wie lässt sich der Winkel von erwarteten 90° und gemessenen 109.5° erklären? Die Hybridisierung hat Auswirkungen auf die Geometrie der Orbitale. Aus einem kugelförmigen s- und drei keulenförmigen p-Orbitalen entstehen vier gleich grosse Orbitale. Die Form von sp3-Hybridorbitalen ist luftballonartig. Die Kombination von 4 Luftballons erzeugt keinen Winkel von 90°, da die Abstossung relativ gross ist.

Abstossung gross

Ene

rgie

↑ ↑ ↑↓ 2p ↑↓ 2s 1s

↑↓ 4 Stück sp3 Hybridorbitale 1s

↑ ↑ ↑ ↑


Vielmehr ordnen sich die Orbitale wie 4 Luftballons in einer Form möglichst geringer Abstossung an.

Das ist ein Tetraeder, ein Vierfächner, aufgebaut aus vier Dreiecken.

Der Winkel zwischen den sp3-Hybridorbitalen beträgt 109.5°. Die Keil-Strich Schreibweise macht diese Tetraeder-Geometrie sehr schön deutlich. Welche Bedeutung hat das für das Methan? Nach Bindung von 4 Wasserstoffatomen ergibt sich folgen-des Bild: 4 Wasserstoffatome können de facto binden. Der H-C-H Winkel ist 109.5°. Damit ist es mit dem Konzept der Hybridisierung möglich, die Geometrie und Bindung im Methan, wie aber auch sehr vieler anderer Moleküle, eindeutig und korrekt zu erklären.

Bei dieser Bindung handelt es sich um eine σσσσ-Bindung, da die Überlappung des s-Orbitals eines Wasserstoffs und des

sp3-Hybridorbitals des Kohlenstoffs auf der Kernverbin-dungslinie KernCKernH liegt. Mit σ-Bindungen werden Einfachbindungen erzeugt. Gibt es auch Bindungen, die nicht auf der Kernverbindungslinie liegen? Gibt es auch andere Bindungen ausser der Einfachbindung? Gibt neben der σ-Bindung noch andere Bindungen? Ja, denn neben der sp3-Hybridisierung gibt es noch weitere Möglichkeiten, Orbi-tale energetisch zu mischen. Immer handelt es sich dabei aber um energetisch nahe beieinander liegende Orbitale.

C

C

C

H

H

H

H

C

H

H

H

H

C

nach vorn

vor die Papierebene

nach hinten

hinter die Papierebene

in der Papierebene

Keil-Strich-Formel


sp2-Hybridisierung

Bei einer sp2-Hybridisierung werden ein s- und zwei p-Orbitale zu drei sp2-Hybridorbitalen energetisch angeglichen. Ein p-Orbital bleibt unangetastet. Für den Kohlenstoff gilt:

ohne Hybridisierung mit sp2 Hybridisierung Die Form der sp2-Hybridorbitale ist den sp3-Hybridorbitalen ähnlich. Die geomet-rische Anordnung ist aber sehr unterschiedlich. Aufgrund der Abstossung zwi-schen den sp2-Hybridorbitalen (grau) entsteht ein Bindungswinkel von 120°. Das p-Orbital bleibt von Form und Lage unbeeinflusst (weiss). Das Ethen Molekül Werden 2 C Atome und 4 H-Atome miteinander gebunden, so geschieht die C-C Bindung über eine σ-Bindung der sp2-Hybridorbitale (grau, Kernverbindungslinie, s.u.). Aufgrund der Abstossung zwischen den restlichen sp2-Hybridorbitalen (grau) entsteht ein Bindungswinkel von 120° zu 2 Wasserstoffatomen in einer s-sp2 σ-Bindung. Da das senkrecht stehende p-Orbital auch halb besetzt ist, wird eine

sogenannte π-Bindungen ausgebildet. Die p-Orbitale überlappen sich nicht direkt sondern „biegen sich zu einander hin und wenden sich einander zu“. π-Bindungen liegen somit nicht auf der Kernverbindungslinie, sondern werden durch parallel

stehende p-Orbitale erzeugt. Es entsteht eine Doppelbindung. Der Aufenthaltsraum der π-Elektronen der beiden Kohlenstoffatome liegt sowohl oberhalb als auch unterhalb der Achsenebene der σ-Bindung. Es handelt sich hier nicht um zwei π-Bindungen sondern um eine π-Bindung, die auf 2 Räume veteilt ist. Die Strichformel ist rechts abgedruckt. Man erkennt deutlich die Bindungswinkel.

Ene

rgie

↑ ↑ ↑↓ 2p ↑↓ 2s 1s

p ↑↓ 3 Stück sp2 Hybridorbitale 1s

↑ ↑ ↑ ↑

C

P

SP2

SP2

SP2

↑

↑ ↑

↑

C C

HH

H H

π

σ

C C

H

H H

Hσπ


sp-Hybridisierung

Bei einer sp-Hybridisierung werden ein s- und ein p-Orbital zu zwei sp-Hybridorbitalen energetisch angeglichen. Die Form ist den sp3-Hybridorbitale ähnlich. Die geometrische Anordnung ist aber sehr unterschiedlich. Für den Kohlenstoff gilt:

ohne Hybridisierung mit sp Hybridisierung Die geometrische Anordnung der beiden sp-Hybridorbitale geschieht wie immer nach dem Prinzip der minimalen Abstossung. Sie stehen in einem Winkel von 180° zueinander. Die p-Orbitale bleiben von Form und Lage unbeeinflusst (weiss). Das Ethin Molekül Werden 2 C Atome und 2 H-Atome miteinander gebunden, so geschieht die C-C Bindung über eine σ-Bindung der sp-Hybridorbitale (grau, Kernverbindungslinie, s.u.). Aufgrund der Abstossung zwischen den sp-Hybridorbitalen (grau) entsteht ein Bindungswinkel von 180°. Da die beiden p-Orbitale auch halb besetzt sind, werden hier zwei π-Bindungen ausgebildet. Die p-Orbitale überlappen sich nicht direkt sondern „biegen sich zu einander hin und wenden sich einander zu“. π-Bindungen liegen somit nicht auf der Kernverbindungslinie, sondern werden durch

parallel stehende p-Orbitale erzeugt. Es entsteht eine Dreifachbindung. Der Aufenthaltsraum der π-Elektronen der beiden Kohlenstoffatome liegt oben/ unten und vorn/hinten zur Achsenebene der σ-Bindung. Es handelt sich hier nicht um vier π-Bindungen sondern um zwei π-Bindungen. Die Strichformel ist rechts abgedruckt. Man erkennt deutlich die Bindungswinkel.

C

P

SP SP

P ↑

↑

↑ ↑

C C H H σππ

Ene

rgie

↑ ↑ ↑↓ 2p ↑↓ 2s 1s

2p ↑↓ 2 Stück sp Hybidorbitale 1s

↑ ↑ ↑ ↑

C C HH

σ

π

π

Kovalente Bindung GF KME Dinter 58

Moleküle sind kleine, abgeschlossene Atomverbände zwischen mehreren Nichtmetallatomen, welche durch Atombindungen miteinander verknüpft sind. Sie können entweder aus gleichen Elementen (H2) oder aus verschiedenen Ele-

menten (H2O) bestehen.

Weitere Hybridisierungsarten sind möglich, besonders auch mit d-Orbitalen ab der 3. Periode.

Mögliche Hybridisierungen (Auswahl)

H He keine Hybridisierung

nur s-Orbitale

Li Be B C N O F Ne sp, sp2, sp3

Na Mg Al Si P S Cl Ar sp, sp2, sp3 dsp3, d2sp3

... ... ... ... ... ... ... ... … (Kommen d-Orbitale ins Spiel, dann kann man streng nicht mehr von Hybridisierung von „Valenzorbitalen“

sprechen, da bei einer Hybridisierung z.B. dsp3, die 3d mit 4s und 4p Orbitalen hybridisiert werden. Die Hauptquantenzahl 4 wäre hier die Valenzschale, die dritte jedoch nicht.) Eine Hybridisierung wird nur dann angewendet, wenn man sie wirklich braucht. Die Art der Hybridisieurung richtet sich nach dem zu beschreibenden Beispiel.

2.4 Moleküle: Nichtmetallatomverbände Die Bildung eines Moleküls lässt sich auf zweierlei Weise beschreiben: mit der

Valenzbindungstheorie (hier bereits beschrieben) und mit der Molekülor-bitaltheorie (eine weitere, nicht behandelte, abstrakte, energetische Bindungs-theorie). Der Vorteil der Valenzbindungstheorie ist eine gewisse bildliche Greif-barkeit, die sich relativ gut merken und in geometrische Formen übertragen lässt.

2.4.1 Kovalente Bindung Repetition: Das Wasserstoffatom besitzt ein Elektron, das gleichzeitig auch das Valenzelektron ist. Durch Überlappung der beteiligten s-Orbitale entsteht ein in sich abgeschlossenes Molekül. Die gemeinsame Nutzung der Elektronen führt zu einer Bindung zwischen den Atomen. Diese Bindungsart wird auch σ-Bindung (Sig-mabindung) genannt. Bei dieser kovalenten Bindung entsteht aus zwei halb besetzten Valenzorbitalen, die hier mit einem Punkt symbolisiert sind H• + •H ein gemeinsames Elektronen-paar HH. Man spricht auch von einem bindenden Elektronenpaar und somit von

einer Elektronenpaarbindung bzw. von einer Atombindung. Bei der Entstehung dieser Bindung wird

Energie, die sog. Bindungsenergie frei. Da das Prinzip vom Energieminimum gilt, ist der Vorgang des Erreichens des Energieminimums der Grund, warum sich die beiden Atome überhaupt zu einem Molekül verbinden.

H H

H H

H H

H• •H

Energie

Reaktionsverlauf

Kovalente Bindung GF KME Dinter 59

2.4.1.1 Die Edelgasregel (Oktettregel)

Da die Edelgasatome (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) als einzige keine Verbindungen un-tereinander eingehen, entspricht offenbar die Zahl und Anordnung der Valen-zelektronen einem ganz besonderen und stabilen Zustand. Bei den Edelgasen (ab Ne) sind alle s und p Orbitale einer Hauptquantenzahl z.B. die 2s2p6 vollständig gefüllt. Nach einer Hybridisierung sind alle 4 sp3-Hybridorbitale vollständig ge-füllt. Elektronenkonfiguration für Edelgase am Beispiel des Neon (10 e-)

Offenbar ist die Elektronenkonfiguration der Edelgase energetisch besonders günstig und damit für alle Atome erstrebenswert. Hier liegt die Erklärung, die beim Bohr Modell nicht geliefert werden konnte. Eine neue Schale wird begonnen, obwohl die alte noch nicht vollständig besetzt ist. Nach Argon wird die 4. Schale zum Kalium schon nach der Füllung der 3. Schale mit 8 Elektronen besetzt, obwohl auf der dritten Schale maximal 18 Elektronen Platz hätten. Nach der Füllung mit 8 Elektronen sind aber die 4 sp3-Hybridorbitale vollständig besetzt! Das scheint ein energetisch günstiger Zustand zu sein. Die Edelgasregel ist kein generelles Prinzip. Streng gilt sie eigentlich nur für die 2. Periode (Lithium bis Fluor). Ab der dritten Periode sind d-Orbital-Hybridisierungen möglich. Dort sind auch andere Elektronenkonfigurationen er-strebenswert (theoretisch bis 18). PCl5 hat z.B. 10 Valenzelektronen am P und

nicht 8. Ausserdem gibt es Moleküle, die als Radikale bezeichnet werden z.B. NO, das eine ungerade Anzahl von Valenzelektronen besitzt (5 vom N und 6 vom O = 11). Es kann also nicht mit der Edelgasregel erfasst werden, was übrigens bei allen Molekülen mit einer ungeraden Anzahl von Valenzelektronen der Fall ist. Stickstoffmonooxid (NO) kann als gasförmiges Molekül sehr schnell diffundieren um in Sekundenschnelle physiologische Wirkungen im Körper zu verrichten. In den Blutgefässen wird NO in der Innenschicht, dem Endothel, gebildet. Bei steigendem Blutstrom wird mehr NO aus dem Endothel freigesetzt, das zu den benachbarten Gefässmuskelzellen diffundiert und diese über die Freisetzung eines "Zwischenmoleküls", dem cyclischen Guanosinmonophat (cGMP), zur Er-schlaffung bringt. Dadurch sinkt der Strömungswiderstand in den Blutgefässen und das Blut kann nun besser fliessen. Eigentlich ist auch der häufig verwendete Ausdruck „Oktettregel“ falsch. Die Edelgaskonfiguration für Wasserstoff H2 ist mit 2 anstatt mit 8 Elektronen er-

füllt, da die erste Periode max. 2 Elektronen hat (He). Somit ist der Ausdruck Edelgasregel besser als Oktettregel. Mit der Edelgasregel sind anfänglich viele richtige Aussagen möglich, es gibt aber auch viele Ausnahmen. Nicht verwechseln!: Die Edelgasregel ist eine Beschreibung des Verhaltens von Molekülen, nicht die Moleküle richten sich nach der Edelgasregel.

Molekülstrukturen und Lewis-Formel GF KME Dinter 60

2.4.2 Molekülstrukturen und Lewis-Formel Die Lewis-Formel ist eine vereinfachte Schreibweise des Verteilungsmusters der Valenzelektronen. Mit Hilfe der Lewis-Formel, die schon vom Wasserstoff her bekannt ist, werden ausschliesslich die Valenzelektronen symbolisiert. Die Anzahl der Valenzelektro-nen ist der Gruppennummer im PSE zu entnehmen. • Der Atomrumpf (ganzes Atom ohne Valenzschale) wird durch das Element-

symbol dargestellt. • Einfach besetzte Valenz-Orbitale werden als Punkte geschrieben, doppelt

besetzte als Striche. • Die Valenzstrichformel ist abhängig von der Hybridisierung. Pauschal gilt die

sp3-Hybridisierung. Das Fluorbeispiel erzeugt ohne Hybridisierung und mit Hybridisierung ein identisches Muster.

• Die Lewis-Schreibweise lässt sich nicht auf Verbindungen der Übergangsme-talle anwenden, da hier d- und f-Valenzelektronen vorkommen.

Die folgenden Strukturen werden mit Hilfe der Lewisformeln erzeugt. Pauschal gilt für alle Beispiele die sp3-Hybridisierung. Als Valenzorbitale liegen also 4 energetisch gleichwertige sp3-Hybridorbitale vor, in die die entsprechenden Valenzelektronen eingefüllt werden. Die Geometrie der Moleküle ist somit tetra-edrisch.

Molekül-formel

Name und Verwendung

Struktur Molekül-formel

Name und Verwendung

Struktur

F2

Fluor Isotopentrennung 235U und 238U via UF6

H2O Wasser zum Waschen?

HF Flusssäure Ätzen von Glas und Metallen

CH4 Methan Hauptkomponente im Erdgas

NH3

Ammoniak Ammoniakwasser zur Reinigung, Grund-stoff für Düngemit-tel

I2

Iod Bestandteil des Schilddrüsenhormo-ne Thyroxin und Triiodthyronin

F


Die Doppelbindung wird durch 1 σ-Bindung und 1 π-Bindung erzeugt. Die Dreifachbindung wird durch 1 σ-Bindung und 2 π-Bindung erzeugt. Warum gibt es grundsätzlich keine 4-Fach-Bindung ?

Molekül-formel


Struktur

O2 N2

Hybridisierung bei O2 … Hybridisierung bei N2 …

σ-Bindungen: Kernverbindungslinie, grau bzw. grün

π-Bindungen: weiss, bzw. blau Der Aufenthaltsraum der π-Elektronen des Sauerstoffs liegt sowohl oberhalb als auch unterhalb der Achsenebene der σ-Bindung. Für Stickstoff liegt der Aufenthaltsraum der π-Elektronen oben/unten und vorne/hinten. Die freien Elektronenpaare befinden sich in den sp-Hybridorbitalen (grau). Das folgende Bild zeigt die quantenmechanisch korrekte Rechnung für die freien Elektronenpaare (die π-Bindungen sind nicht dargestellt.)

Die Abbildung links zeigt ein Sauer-stoffmolekül O2. Die

Doppelbindung zwi-schen den Atomen ist zu erkennen. Die Kissen sind eine räumliche Darstel-lung der freien Elektronenpaare in den sp2-Hybrid-orbitalen (120°). Gedrehtes O2 Mole-

kül. Gut zu erkennen ist der planare Auf-bau.

Die Abbildung oben zeigt ein Stickstoffmo-lekül N2. Die Dreifachbindung ist gut zu er-

kennen. Die Kissen stellen die freien Elekt-ronenpaare in den sp-Hybridorbitalen dar, die in der Strichformel üblicherweise mit ei-nem senkrechten Strich links oder rechts vom Atom gezeichnet werden.

O O N N

N N

X


Anwendungsaufgabe Zeichnen Sie die in der Tabelle abgebildeten wichtigen organischen Moleküle. (Auswendig, versteht sich!) Zeichnen Sie soviele Informationen ein wie irgend möglich.

• Zeichnen Sie geometrisch korrekt. • Zeichnen Sie als Strichformel. • Zeichnen Sie als 3D Keilstrichformel (vgl. S. 55). • Bezeichnen Sie σ-Bindung und π-Bindung. • Notieren Sie alle Bindungswinkel (109.5°, 120°, 180°) • Deuten Sie die Bindungslängen an. • Notieren Sie qualitativ die Bindungsenergien (gross, mittel, klein) • Was ist der Verwendungszweck der Gase?

Ethan C2H6 Ethen C2H4 Ethin C2H2

Dargestellt ist die Elektronenober-fläche des Moleküls. Sie wurde durch quantenmechanische Berech-nung des Ethans erzeugt und gibt die zur Zeit exakteste 3D-Darstellung eines Moleküls wieder.

Dargestellt ist die Elektronenober-fläche des Ethens. Die beiden Kis-sen oben und unten sind die π Elektronen.

Dargestellt ist die Elektronenober-fläche des Ethins. Die π Elektronen, die sich in Papierzeichnungen oben/ unten und vorn/hinten befinden, verschmelzen quasi zu einem ring-förmigen π System.


Die Eigenschaften von Stoffen hängen von ihrer chemischen Struktur ab.

2.4.2.1 Kohlenstoffmodifikation: Diamant

Kohlenstoff tritt bei Raumtemperatur in 2 verschiedenen Modifikationen oder Erscheinungsformen auf:

Diamantstruktur und Atomgitter

Im Diamantgitter ist jedes Kohlenstoffatom von 4 anderen Kohlenstoffatomen umgeben. Da weitere Bindungen der äusseren C-Atome zu anderen C-Atomen mög-lich sind, können dreidimensionale Netzwerke aufgebaut werden. Ein solches Netzwerk wird auch Atomgitter genannt. Alle kovalenten Bindungen sind bezüglich ihrer Länge identisch. Die grosse Härte des Diamanten lässt sich aus dieser Struktur verstehen, da die Atome durch die starken Atombindungen auf ihren Gitterplätzen fixiert sind. Der Ausdruck Diamantstruktur ist für alle Stoffe gebräuchlich, die das Atomgit-ter des Diamanten aufweisen, z.B. Siliciumcarbid (SiC).

The Blue Hope Diamond More notorious than any other diamond, the Hope was once owned by Louis XIV and was officially

designated "the blue diamond of the crown." Stolen during the French revolution, it turned up in Lon-don in 1830 and was bought by Henry Philip Hope, after whom it is currently named. It was while the diamond was in the possession of the Hope family that it acquired its gruesome reputation for bad luck. All his family died in poverty. A similar misfortune befell a later owner, Mr. Edward McLean. It is now in the Smithsonian Institution in Washington.

The Star of Africa The largest diamond ever found, was 3,106 carats in the rough and originally weighed just under one

and a half pounds. The Cullinan was cut into 9 major stones and 96 smaller stones. The largest stone cut from the Cullinan and now among the British Crown Jewels is called „The Star of Africa“. It weighs 530.20 carats and has 74 facets, and is still the largest cut diamond in the world.

KOH-I-NOOR ("Mountain of Light") First mentioned in 1304, it weighed 186 carats and was an oval cut stone. It is believed to have been

once set in the famous peacock throne of Shah Jehan as one of the peacock's eyes. Recut in the reign of Queen Victoria, it is among the British Crown Jewels and now weighs 108.93 carats.

C

CC

C

CC

C

C

C

C


2.4.2.2 Kohlenstoffmodifikation: Graphit

Die Graphitstruktur besteht aus einer (unendlichen) Schicht-struktur, bei der regelmässige, ebene Sechsringe wie Blätterteig-schichten übereinander gelegt sind. Anzahl der nächsten C-Nachbarn in einer Kohlenstoffschicht?

Geometrischer Unterschied zum Diamant:

Struktur des Graphits

Die p-Valenzelektronen bilden mit ihren π-Bindungen delokalisierte Doppelbindun-gen (= mesomerer Zustand). Diese beweglichen Elektronen erklären die elektri-sche Leitfähigkeit des Graphit.

CC

CC

C

C

C

C

C

C

C

C CC

CC

C

C

C

C

C

C

C

C

C C


Fullerene

Eine weitere Modifikation des Kohlenstoffs stellen die Fullerene oder Buckyballs dar, ab-geschlossenen Moleküle, meist aus 60 oder 70 C-Atomen, die aussehen wie Fussbälle, und aus 5- und 6-Ringen aufgebaut sind.

Aufgabe Besitzen Fullerene elektrische Leitfähigkeit? Argumentieren Sie aufgrund der Struktur.

Graphen und Nanoröhren

Graphen (sprich Graphén) ist eine zweidimensionale Lage von Kohlenstoffsechser-ringen. Werden solche Graphenlagen übereinandergestapelt, erhält man Graphit. Graphenlagen können aber auch zu sog. Nanoröhren aufgerollt werden, mit ganz erstaunlichen Materialeigenschaften. Aufgabe Welche Materialeigenschaften haben Nanoröhren? (siehe nächste Seite)


(Chemie in unserer Zeit, 2005, Heft 39, S. 16) Graphit, Diamant, Graphen und die Fullerene sind aus den gleichen Atomen aufgebaut, die in den drei Stoffen lediglich unterschiedlich angeordnet sind. Das Verhalten der einzelnen Stoffe ist völlig verschieden.

Elektronenpaarabstossungsmodell GF KME Dinter 67

2.5 Strukturbestimmung von Molekülen

2.5.1 Elektronenpaarabstossungsmodell Mit Hilfe des EPA lassen sich kompliziertere Molekülstrukturen erzeugen, bei denen aufgrund der Lewisformel der Atome nicht direkt ersichtlich ist, wie die Atome miteinander verbunden sind.

1. Symmetrie: Atome symmetrisch anordnen und ein Zentralatom definieren. 2. Keine identischen Atome verbinden. Ausnahme Kohlenstoff: immer verbinden. 3. H-Atome aussen (Sie können nur eine Bindung eingehen). Im Zweifelsfall H-

Atome mit C-Atomen verbinden und nicht mit O-Atomen. 4. Die Anzahl der bindenden Elektronen (Bindungen) kann errechnet werden:

Σ(einfach besetzte Orbitale aller Atome) 2

5. Edelgasregel für jedes Atom erfüllen. Elektronenpaare für jedes Atom ein-zeichnen.

6. Formalladungen einfügen. Es müssen gelegentlich Formalladungen eingeführt werden, wenn die Anzahl der Valenzelektronen für ein bestimmtes Atom aufgrund der Verteilung nach oben oder unten abweicht. Atom innerhalb des Moleküls mit der Lewisformel des Atoms vergleichen. dem Atom innerhalb des Moleküls fehlt ein Elektron das Atom innerhalb des Mol. hat ein Elektron zu viel (Summe der Ladungen für Moleküle = Null)

7. Mit diesen Regeln gibt es manchmal mehrere korrekte Strukturen.

8. Geometrie nachträglich angleichen. Aus den vorangegangenen Diskussionen um die Molekülgeometrien lässt sich vereinfachend festhalten:

� Gehen von einem Atom mehrere Bindungen aus, so erstrecken sie sich so in den Raum, dass sie einen möglichst grossen Abstand zueinander haben. Sind noch freie Elektronenpaare vorhanden, müssen diese in die Betrachtung mit einbezogen werden. Der häufigste Geometriefehler beim Zeichnen von Molekülen ist das Übersehen der freien Elektronenpaare.

� Es ergeben sich folgende Anordnungen der Bindungen um ein Atom 2 Bindungen/freie Elektronenpaare: lineare Anordnung der Hybridorbitale, 180° 3 Bindungen/freie Elektronenpaare: dreieckige Anordnung der Hybridorbitale, 120° 4 Bindungen/freie Elektronenpaare: tetraedrische Anordnung der Hybridorbitale, 109.5°

� Eine Mehrfachbindung zwischen 2 Atomen verhält sich hinsichtlich der Ausrichtung der Bindungen weitgehend wie eine Einfachbindung.

Beispiel H2SO4

A

B

BB

B

A

B

BB

B

Edelgasregel

Formalladung


10 Beispiele

Molekül-formel

Name und Bedeutung


Name und Bedeutung

Struktur

CH2O

Formaldehyd Konservierung von biologischem Ma-terial

CO

Kohlenstoffmonooxid

giftig durch 300 fach stärkere Bin-dung als Sauerstoff an das Fe2+ der Hämgruppe im Hä-moglobin

HCN

Blausäure giftig (CN-) Blockiert die Atmungskette (Zellatmung) durch die Hemmung der Cytochrom c Oxidase

H2SO3 Schweflige Säure Saurer Regen

CO2 Kohlenstoffdioxid O3

Ozon Schutz der Haut durch Absorption von UV Licht

P3O5-10

Triphosphat Teil des ATP, Adenosintriphosphat

Energiespeicher Idee zum Zeichnen keine gleichen Atome verbinden also P-O-P-O O dann verteilen (hier ausnahmswei-se die Anzahl der Bindungen nicht errechnen.)

HClO Hypochlorige Säure Javelle Wasser

CH3COOH Essigsäure Herstellung von Speiseessig

HNO3

Salpetersäure Düngemittelherstel-lung, Sprengstoff-herstellung


2.5.1.1 Drill&Practice: Moleküle und Molekülgeometrien

1. Zeichnen Sie ohne im Skript nachzusehen folgende, elementare Stoffe als

Strichformeln: H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2

a) Machen Sie eine Aussage zu allen gasförmigen, elementaren Molekülen:

Wie viele Atome sind bei allen gasförmigen elementaren Molekülen betei-

ligt? Ist der Bindungstypus auf Einfach-, Doppel- oder Dreifachbindungen

beschränkt? Warum kommen die Atome in der Natur nicht einzeln vor?

Beschreiben Sie etwas detailliert.

b) Machen Sie eine Aussage zu allen Halogenen: Wie viele Atome sind bei al-

len elemtaren Halogenen beteiligt? Ist der Bindungstypus auf Einfach-,

Doppel- oder Dreifachbindungen beschränkt?

c) Machen Sie eine Aussage zu den elementaren Edelgasen: Warum gibt es

hier keine Moleküle?

2. Kohlenstoff kann im Ethan Einfachbindungen ausbilden, im Ethen Doppelbin-

dungen und im Ethin Dreifachbindungen. Es gibt keine Vierfachbindungen beim

Kohlenstoff. Liefern Sie dafür eine Erklärung.

3. Zeichnen Sie die Strukturen, die Ihnen im Skript vorgestellt wurden als

Strichformeln (also als 2D Papierversion.). Ohne im Skript nachzusehen, ver-

steht sich! Hier eine Auflistung: Fluorwasserstoff, Ammoniak, Wasser, Me-

than, Ethan, Ethen, Ethin, Formaldehyd, Blausäure, Kohlenstoffdioxid, Kohlen-

stoffmonooxid, Essigsäure, Schweflige Säure (Saurer Regen), Ozon, Salpe-

tersäure. (An die Strukturen werden eigentlich keine Winkel notiert. Es wäre

aber sehr sinnvoll, wenn Sie das hier zur Übung trotzdem machen.)

4. Nur eine der folgenden Strukturen der Essigsäure ist korrekt. Notieren Sie

unter der jeweiligen Graphik den Fehler (oder auch mehrere Fehler) und su-

chen Sie die korrekte Struktur heraus. Die Fehler sind eindeutig. (Ein ge-

zeichneter Winkel von 118° statt 120° ist kein Fehler.)


Dipol-Dipol-Wechselwirkungen GF KME Dinter 70

2.6 Zwischenmolekulare Kräfte: ZMK Es gibt drei Arten von zwischenmolekularen Kräften (ZMK)

� Dipol-Dipol-Wechselwirkungen (DDWW) � Wasserstoffbrücken (H-Brücken) � Van-der-Waals Kräfte (VdW-Kräfte)

� Gemeinsamkeiten: � Unterschiede: Die zwischenmolekularen Kräfte sind ausschlaggebend für:

2.6.1 Dipol-Dipol-Wechselwirkungen

Dipolmoment von Wasser und Hexan (C6H14)


Dipole entstehen dann, wenn sich auf einer Seite des Moleküls mehr Elektronen befinden als auf der anderen. Für das gewinkelte Wassermolekül bedeutet das, dass eine Seite negativ und die andere positiv geladen sein muss.

Erklärung: Die Atomrümpfe der beiden Bindungspartner O und H üben auf die bindenden Elektronen unterschiedli-che Kräfte aus. Der Sauerstoff-Atomrumpf ist 6-fach positiv geladen, zieht die Elektronen also stärker an als der 1-fach positiv geladene Wasserstoffrumpf. Dadurch werden die bindenden Elektronen einseitig verteilt: die Elektronendichte auf der Sauerstoffseite nimmt zu, die auf der Wasserstoffseite entsprechend ab. Sauerstoff wird partiell negativ (δ-) geladen, Wasserstoff partiell positiv (δ+). Man spricht auch von einem permanenten Dipol. Permanen-te Dipole sind also nur dann möglich, wenn polare Atombin-dungen vorliegen. Physikalisch werden Dipole mit einem Vektor der Ladungsunterschiede symbolisiert. Aus den Einzelvektoren entlang der Atombindungen kann ein Ge-samtvektor des Moleküls (nach mathematisch-graphischen Vektorregeln) konstruiert werden. Dipole werden also als mathematische Vektoren der Ladungsverschiebung symbo-lisiert. Die kleinen gelben Pfeile deuten die Ladungsver-schiebung der O-H Bindung an, der dicke grüne Pfeil den resultierenden Dipol (Summe der Vektoren). Die Moleküle müssen ausserdem so aufgebaut sein, dass links und rechts oder oben und unten unter-scheidbar sind. Ein Molekül, das sich nur zwischen innen und aussen unterschieden lässt, ist kein Dipol. dies ist z.B. beim Molekül CH4 gegeben. (Man kann

auch sagen, das Molekül darf nicht symmetrisch sein. Das Erkennen einer Symmetrie ist aber oft nicht ganz einfach, deshalb bietet sich das System innen und aussen eher an.) Detailbetrachtung zur Dipol-Dipol Wechselwirkung des Wassers beim Versuch der Ablenkung des Wasserstrahls durch eine Ladung

Permanente Dipole ziehen sich unwei-gerlich an. Es kommt zu einer Dipol-Dipol-Wechselwirkung.


Elektronegativität ist ein Mass für die Fähigkeit der Atome, bindende Elektro-nen anzuziehen.

2.6.1.1 Elektronegativität (EN)

Um die Polarität einer Atombindung voraussagen zu können, wurde die Elektrone-gativität (EN) von Linus Pauling 1932 eingeführt. Dem elektronegativsten Element Fluor wurde willkürlich die Zahl 4.0 (empirisch 3.98) zugeordnet und die anderen Atome empirisch dazu „vermessen“, so dass sich eine Reihe der Elektronegativitäten im PSE ergibt. Je grösser der Unterschied in den EN Werten der beteiligten Atome ist (∆EN), um so grösser ist die Polarität der kovalenten Bindung. Streng nach Coulomb gilt: die EN steigt, wenn die Rumpfladung zunimmt oder der Rumpfdurchmesser abnimmt. Daher ist Fluor am elektronegativsten. Dem elektronegativeren Element wird ein partiell negativ-Zeichen (δ-), dem elekt-ropositiveren Element ein partiell positiv-Zeichen (δ+) zugerodnet: δ-F - Clδ+

Aufgabe Gegeben sind 4 Moleküle. (Alle sind nicht gerade gesundheitsförderlich.) NH3 HF C2H4 AsH3

Welches Molekül hat den stärksten (1) und welches den schwächsten (4) Dipol? a) Die Struktur der Moleküle muss vorliegen, sonst lässt sich nichts beurteilen. b) Dann müssen die Elektronegativitätswerte für jedes Atom notiert werden. c) Daraus ergeben sich die Vektoren entlang den Atombindungen. d) Daraus ergeben sich die Vektoren der Moleküle. e) Zum Schluss lässt sich die Einteilung 1-4 vornehmen. Lösung siehe unten.

Wasserstoffbrücken GF KME Dinter 73

2.6.2 Wasserstoffbrücken Neben den Dipol-Dipol-Wechselwirkungen existiert existieren die sogenannten Wasserstoffbrücken. Die Wasserstoffbrücken sind die stärksten der drei zwi-schenmolekularen Kräfte. Eine Wasserstoffbrücke wird nach der aktualisierten Definition der International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC, 2010) folgendermassen definiert: Die Wasserstoffbrücke ist eine anziehende Wechselwirkung zwischen einem Wasserstoffatom eines Moleküls oder Molekülfragments X-H, wobei X elektronegativer ist als H, und einem Atom oder einer Atomgruppe in dem gleichen oder in einem anderen Molekül, (...). Eine typische Wasserstoffbrücke kann als X-H···Y-Z wiedergegeben werden, wobei die drei Punkte die Bindung anzeigen. X-H steht für den Wasserstoffbrücken-Donor. Der Akzeptor kann ein Atom oder Anion Y oder ein Fragment oder Molekül Y-Z sein, wobei Y an Z gebunden ist. In bestimmten Fällen können X und Y und damit auch die beiden Bindun-gen X-H und Y-H gleich sein. In jedem Fall ist der Akzeptor ein elektronenreicher Bereich, z.B. ein freies Elektronenpaar von Y oder ein π-Elektronenpaar in Y-Z. Der X-H···Y-Winkel ist tendenziell gestreckt (180°), und je näher er bei 180° liegt, desto stärker ist die Wasserstoffbrücke und desto kürzer ist der H···Y-Abstand.

Alle Wasserstoffbrücken sind Dreizentren-Vierelektronensysteme, was mit der Darstellung „X-H···Y“ gut beschrieben wird. Irreführend an der Definition der Wasserstoffbrücke ist, dass häufig nur die eigentliche Bindung zwischen H···Y als Wasserstoffbrücke betrachtet wird. Das ist aber nicht korrekt und führt zu Fehlschlüssen. Viel einfacher für sämtliche Betrachtungen wird es, wenn man das ganze komplexe Zusammenspiel „X-H···Y“ als Wasserstoffbrückensystem bezeichnet. Beispiel Methanol: Es kann 1 Wasserstoffbrückensystem ausgebildet werden.

O

H

CH3

O

H

CH3

O

H

CH3

O

H

CH3

3-Zentren-4-ElektronenO

H

CH3

O

H

CH3

Wasserstoffbrücken-System

Beispiel Wasser: Es können 2 Wasserstoffbrückensysteme ausgebildet werden.

O

H

H

O

H

H

O

H

H

Aufgabe Begründen Sie, warum der Siedepunkt von Wasser 100 °C und der Siedepunkt von Methanol 65 °C ist.

4 Voraussetzungen für typische Wasserstoffbrücken

• Es müssen permanente Dipole aus Molekülen mit den kleinsten und den am stärksten elektronegat. Elementen N, O, F vorhanden sein: X und Y = N, O, F

• Das Element Wasserstoff muss als Donor beteiligt sein und direkt als X-H an X gebunden sein: O-H, N-H, F-H. Man bezeichnet den Donor auch als aktive Seite.

• Ein freies Elektronenpaar muss als Akzeptor beteiligt sein. Man bezeichnet den Akzeptor auch als passive Seite.

• Die Geometrie von X-H···Y muss annähernd 180° betragen (X→H→Y). Oder anders: Wasserstoffbrücken gehen nicht um die Ecke und sind gerichtet vom H zum freien Elektronenpaar.

� Ist eine der Voraussetzungen nicht erfüllt, kommt auch keine Wasserstoffbrü-cke zustande.


Wasserstoffbrückensysteme: Drei Beispiele

Essigsäure CH3-COOH hat einen enorm hohen Siedepunkt von 118 °C. Wenn man

sich das Molekül ansieht, dann ist eigentlich nur ein Wasserstoffbrückensystem möglich (Bild links). Essigsäure bildet aber Dimere, die einen viel höheren Siede-punkt haben als Monomere (Bild rechts).

CH3 CO

O HCH3C

O

OHCH3 C

O

O H Die Anwendung von Wasserstoffbrücken-Systemen erleichtert die Antwort auf die Frage, wie viele Wasserstoffbrücken von HF und NH3 ausgebildet werden.

Vorderhand scheinen das für NH3 und HF vier zu sein. Dann müssten aber die

Siedepunkte bei weitem höher sein als 118 °C, denn Wasser mit seinen zwei Sys-temen hat ja schon 100 °C. Für NH3 liegt der Siedepunkt aber bei -33 °C und für

HF bei 19.5 °C. Die Vorstellung der 4 Wasserstoffbrücken kann nicht korrekt sein.

F HN

H

H

H

F HN

H

H

H

Das Wasserstoffbrücken-System bietet hier einen Anhaltspunkt. Möchte man an einem einzelnen Molekül erkennen, wie viele Systeme ausgebildet werden, dann muss die Anzahl der vollständigen Wasserstoffbrücken-Systeme mit freiem Elektronenpaar, elektronegativem Atom und Wasserstoffatom analysiert werden: Für NH3 ist das genau ein vollständiges System und für HF auch. Dies bedeutet

auch, dass weitere Wasserstoffbrücken dann nicht mehr möglich sind. Mit dieser Systemvorstellung lässt sich der tiefe Siedepunkt von NH3 und HF gut

interpretieren. Anmerkung: Da Fluor eine höhere EN hat als Stickstoff, ist die Polarität im HF grösser, somit ist auch das Wasserstoffbrücken-System stärker und der Siede-punkt höher als beim Ammoniak.

2.6.2.1 Die DNA

Die Wasserstoffbrückenbindung ist zwar schwach (ca. 5% der Bindungsenergie einer Atombindung), sie hat aber ungeahnte Bedeutung erlangt. Der genetische Code besteht lediglich aus 4 Buchstaben G A T C, ein Synonym für 4 verschiedene relativ komplizierte Moleküle. Zwei gegenüberliegende Stränge einer DNA kombi-nieren immer G mit C und A mit T, basierend auf Wasserstoffbrückenbindungen. Aufgabe: Zeichnen Sie die H-Brücken zwischen A/T und G/C ein.

O

O

O

N

N

N

N

NH

H

OO

O

N

N OO

H

T

A

C

GO

O

O

N

N N

N ONH

HH

O

OO

N

NN

O H

H


2.6.2.2 Die Anomalie des Wassers

Was ist an Wasser so a-normal? Es ist doch eigentlich die natürlichste Substanz, die es gibt?

Die Eisstruktur

Eine Wasserstoffbrücke wird zwischen einem Wasserstoffatom und einem freien Elektronenpaar des Sauerstoffs ausgebildet. Ein Sauerstoffatom kann also 2 Atombindungen (zu den eigenen Wasserstoffatomen) und 2 Wasserstoffbrücken (zu benachbarten Wasserstoffatomen) ausbilden.

2D 3D Wie schon mehrmals betont, existiert auch hier eine tetraedrische Anordnung der Wasserstoffatome und der freien Elektronenpaare um die Sauerstoffatome. Auf-grund dieser besonderen Geometrievoraussetzungen können sich im festen Zu-stand nicht alle beliebigen Strukturen ausbilden, es kommt zu einer sog. offenen Gerüststruktur, die gekennzeichnet ist von einem weitmaschigen Gitter mit durchgängigen Hohlräumen, bestehend aus sechseckigen Strukturen.

Eiswasser und Durchschneiden eines Eisblocks Aufgabe Erklären Sie das Phänomen „Schlittschuhlaufen“ mit Hilfe der Eis-struktur. Spekulieren Sie nicht zu stark.


Wie Eis gefriert [www.wissenschaft-online.de/abo/ticker/589109 (zuletzt abgerufen 10.1.12]

Wasser gefriert zu Eis, wenn es kalt genug ist. Doch wie dieser alltägliche Prozess auf mikroskopischer Ebene genau

abläuft, ist längst nicht vollständig bekannt. Computer-Simulationen können prinzipiell helfen, die Frage zu beant-

worten, doch hat es lange gedauert, bis sie Wasser nun endlich auch unter wirklichkeitsnahen Bedingungen beschrei-

ben können und Forscher ein Blick auf den Prozess des Gefrierens werfen lassen.

Die Sonne lacht, die Temperaturen steigen und das Verlangen

nach einem kühlen Getränk wird wach. Also schnell etwas Wasser

in die Eiswürfelform gegossen und ab damit ins Tiefkühlfach.

Nun braucht's nur noch ein wenig Zeit, bis die kleinen Eisblöcke

bereit sind, den Drink zu temperieren. Aber was genau passiert

eigentlich im Eisfach? Wie entsteht Eis - auf mikroskopischer

Skala betrachtet?

Um solche Fragen zu beantworten, greifen Wissenschaftler gerne

auf den Computer zurück und simulieren das Verhalten der Was-

sermoleküle bei Temperaturen unterhalb von null Grad Celsius.

Doch dazu mussten sie in der Vergangenheit allerlei Annahmen

treffen, die zwar die Rechnerei deutlich erleichterten, das betrach-

tete System allerdings wenig realitätsnah abbildeten. Das Problem ist nämlich, dass sich die Wassermoleküle im

flüssigen Zustand in einer recht komplexen Energielandschaft bewegen. Schnell ist eine Bindung zwischen einem der

beiden Wasserstoffatome eines Moleküls und einem Sauerstoffatom eines benachbarten geknüpft, ebenso schnell ist

sie jedoch wieder aufgelöst und der Brückenschlag zu einem anderen Molekül hergestellt.

Zwar sind all diese kurzlebigen Strukturen durch niedrige

Energiebarrieren voneinander getrennt, doch reicht die ther-

mische Energie oberhalb von null Grad Celsius aus, um sie

zu überwinden und ständig ein neues Netzwerk zu bilden.

Masakazu Matsumoto, Shinji Saito und Iwao Ohmine von

der Nagoya University in Japan gelang es nun erstmals,

dieses komplizierte Wechselspiel der Wassermoleküle zu

simulieren. Wie kompliziert das Unterfangen war, lässt sich

daran ermessen, dass die Japaner sechs Jahre brauchten, um

derart realistische Simulationen durchzuführen.

Nach vielen, vielen Rechnungen an 512 Molekülen war es

dann endlich soweit: Die Wissenschaftler beobachteten, wie

Wasser zu Eis gefror. Damit das passiert, muss sich offenbar

eine genügend grosse Zahl langreichweitiger Bindungen

spontan von einem Ort ausbilden. So entsteht ein winziger

Keim, der zunächst langsam seine Form und Grösse ändert

und schliesslich den Anstoss zur Kristallisation gibt. Von da

an geht es meist sehr schnell und das Nass wandelt sich rasch

zu Eis. In diesem Aggregatzustand ist nun die anziehende

Wechselwirkung zwischen den Molekülen grösser als die

thermische Anregung. Die Energiebarriere, die verschiedene

räumliche Anordnungen voneinander trennt, lässt sich so

nicht mehr überwinden - das Wasser erstarrt zu Eis.

Das muss allerdings nicht notwendigerweise bei null Grad Celsius (unter Normaldruck) passieren. Im Gegenteil,

reines Wasser lässt sich oftmals auch viel weiter abkühlen, ohne dass es auskristallisiert. Wie ist das möglich? Nun,

derart unterkühltes Wasser bildet eigentlich einen so genannten metastabilen Zustand, das heisst, eine kleine Störung

in Form einer Erschütterung oder eines Staubkörnchens reicht, um das Wasser schlagartig auskristallisieren zu lassen.

Erst in diesem Moment entsteht nämlich der Kristallisationskeim, von dem aus sich der Prozess vollzieht.

Ein entsprechendes Experiment lässt sich auch daheim gut mit destilliertem Wasser durchführen. Von der Anwesen-

heit unterkühlten Wassers in der Natur kündet zum Beispiel die Bildung von Raureif. Denn dort, wo die Wassertröpf-

chen mit einem festen Körper in Kontakt kommen, gefrieren sie spontan. An den eingangs erwähnten Eisblöcken

wird sich das Phänomen aber vermutlich nur schwerlich beobachten lassen. Die löslichen und unlöslichen Bestandtei-

le normalen Wassers sorgen in aller Regel für genügend Kristallisationskeime, sodass dem kühlen Genuss nichts

mehr im Wege steht.

Van-der-Waals Kräfte GF KME Dinter 77

δ+ δ- δ+ δ- δ+ δ-

2.6.3 Van-der-Waals Kräfte Ein Blick auf die Siedepunkte der Edelgase zeigt einen Anstieg vom He (4.215 K) → Xe (165.03 K). Die Wechselwirkung zwischen den Einzelatomen muss zwangsläu-fig zunehmen. Dies wird durch die sog. Van-der-Waals Kräfte erklärt, schwache zwischenmoleku-lare Kräfte, hervorgerufen durch eine zufällige asymmetrische Verteilung der Elektronen in der Hülle. Es entsteht ein schwacher Dipol, der in anderen Atomen auch einen Dipol erzeugt, bzw. induziert. Es handelt sich hier nicht um permanente Dipole, sondern um spontan entstehende und zerfallende Dipole.

Flüssiger Stickstoff

Aufgabe Kreuzen Sie das Korrekte an und begründen Sie. Die Wahrscheinlichkeit für Van-der-Waals Wechselwirkungen ist umso grösser, je leichter und häufiger sich Dipole ausbilden können. Dies ist dann der Fall, wenn…

die Anzahl der Gesamtelektronen hoch ist die Anzahl der Gesamtelektronen gerade ist die Anzahl der Gesamtlektronen gering ist die Kontaktfläche der Teilchen gross ist die Oberfläche der Teilchen möglichst kompakt ist die Anzahl der Valenzelektronen besonders gross ist die Bindungsstärken zwischen den Atomen besonders gering sind

Begründung:

Johannes Van-der-Waals

Stärke von ZMK GF KME Dinter 78

Aufgabe Analysieren Sie die Graphik. Lässt sich die Aussage unter dem Pfeil bestätigen? Begründen Sie.

2.6.4 Stärke von ZMK Betrachtet man nicht allzu grosse Moleküle, so lässt sich eine Reihenfolge der Stärke von zwischenmolekularen Kräften festlegen. • H-Brücken: Wasserstoffbrückenbindungen stark • DDWW: Dipol-Dipol-Wechselwirkungen mittel • vdW-Kräfte: Van-der-Waals Kräfte schwach Bei grossen Molekülen wie z.B. Fetten kann es leicht vorkommen, dass die vdW-Kräfte wesentlich stärker sind als allfällige H-Brücken bei kleinen Molekülen. Man darf nicht Äpfel mit Birnen vergleichen. Die Reihenfolge der Stärke der ZMK darf also auf keinen Fall zu sehr überinterpretiert werden. H-Brücken sind ein Spezialfall von Dipol-Molekülen. Die H-Brücken sind dabei wichtiger als der Dipolcharakter der Moleküle, oder anders ausgedrückt: wenn ein Stoff Wasserstoffbrücken ausbilden kann, sind die DDWW nur von zweitrangiger Bedeutung. Dipolare Moleküle haben im Gegensatz zu vdW-Molekülen einen permanenten statt eines induzierten Dipols. Sollten bei einem Molekül Dipole oder gar H-Brücken auftreten, dann sind die vdW-Kräfte unbedeutend.

Stärke von ZMK GF KME Dinter 79

2.6.4.1 Aggregatzustände und ZMK

Repetition: Was ist Sieden/Verdampfen, was ist Gefrieren aus Sicht der ZMK?

Die Stärke der zwischenmolekularen Kräfte bestimmt die physikalischen Eigenschaften eines Stoffes.

2.6.4.2 Übersicht zu ZMK

Aufgabe Warum ist der Ausdruck Zwischenmolekulare Kräfte nicht ganz korrekt? Begrün-den Sie Ihre Antwort.

Mischbarkeit von Molekülen GF KME Dinter 80

Lösungsverhalten von molekularen Stoffen: Gleiches zu Gleichem

2.6.5 Mischbarkeit von Molekülen Warum mischen sich Wasser und Öl nicht miteinander? Ob sich zwei molekular gebaute Stoffe miteinander homogen mischen oder nicht, hängt von den zwischenmolekularen Kräften ab.

Mischung von Iod und Wasser Mischung von Iod und Hexan

Rohöl

Rohöl, Heizöl oder Autobenzin haben eine geringere Dichte als Wasser, schwim-men also oben auf der Wasseroberfläche. Havarierende Oeltanker sind nach wie vor eine Gefahr für die Umwelt. Aber auch Haushaltsöl sollte man nicht in den Abguss giessen, da bei grösseren Mengen Schwierigkeiten in der biologischen Stufe der Kläranlage auftreten können.

CH3

CH2

CH2

CH2

CH2

CH3

CH3

CH2

CH2

CH2

CH2

CH3

CH3

CH2

CH2

CH2

CH2

CH3

Ein Teilchen ohne permanen-ten Dipol kann von Teilchen mit permanentem Dipol nicht angezogen werden. Es können keine Wasserstoffbrücken ausgebildet werden, es kommt nicht zu einer homogenen Mischung.

Stoffe ohne Dipol mischen sich meisten in jedem beliebi-gen Verhältnis mit anderen Stoffen ohne Dipol.


Der Ammoniakspringbrunnen

Aufgabe Beobachten Sie das Experiment möglichst genau. Versuchen Sie, die

Beobachtung mit der Theorie der zwischenmolekularen Kräfte zu erklären? Spe-kulieren Sie kreativ.


2.6.5.1 Drill&Practice: Zwischenmolekulare Kräfte

1. Ordnen Sie die folgenden Stoffe nach steigenden Siedepunkten:

Br2, Cl2, H2, I2, N2, Ne.

Anleitung Fragen Sie sich zuerst, welche zwischenmolekularen Kräfte über-

haupt existieren können. Suchen Sie nicht einfach im PSE die Siedepunkte

heraus, das können Sie später zur Kontrolle machen. Schauen Sie nach offen-

sichtlichen Regelmässigkeiten und gruppieren Sie die anderen Elemente dann

logisch darum herum. Begründen Sie Ihre Wahl.

2. Hat Wasserstoff oder Helium den höheren Siedepunkt?

3. Hat Wasser oder Sauerstoff den höheren Siedepunkt? Begründen Sie.

4. Die rechte Grafik zeigt eine Reihe von Verbin-

dungen mit Wasserstoff (Wasserstoffverbin-

dungen). Da der Verlauf der Siedepunkte sich

nicht nur durch eine zwischenmolekulare Kraft

allein erklären lässt, muss man alle berücksich-

tigen.

a) Erklären Sie den Sturz der Siedetempera-

tur von H2O nach H2S und den nachfolgen-

den leichten Anstieg über H2Se nach H2Te

(Wasserstoffverbindungen der 6. Haupt-

gruppe).

b) Warum fällt bei den Wasserstoffverbindungen der 4. Hauptgruppe von

CH4 nach SnH4 das CH4 so aus dem Rahmen? Fällt es überhaupt aus dem

Rahmen?

c) Wie ist das sehr unregelmässige Sinken der Siedetemperaturen

H2O → HF → NH3 → CH4 zu erklären? Welche Regelmässigkeit würden

Sie erwarten, wenn bei allen Molekülen die gleichen zwischenmolekularen

Kräfte wirksam wären?

d) Wie schätzen Sie jetzt den Lebensstoff Wasser ein?

5. Welche der folgenden Stoffe lassen sich mit Wasser mischen?

CH3CH2OH, CH3COOH, CO2


Die Bildung von Ionen GF KME Dinter 83

2.7 Salze

2.7.1 Die Bildung von Ionen

Reaktion von Eisenwolle mit Sauerstoff

Reaktion von Aluminium mit Brom

Reaktion von Natrium mit Chlor

Gemeinsamkeiten und Struktur der neuen Verbindung


Salze sind Verbindungen, die sich im festen Zustand aus Ionen zusammensetzen. Meistens sind sie aus Metallionen und Nichtmetallionen aufgebaut. Salze können auch aus Komplexionen (z.B. SO2-

4 ) aufgebaut sein.

Es gibt keine Moleküle, die aus Metallatomen und Nichtmetallatomen bestehen, Moleküle sind immer aus Nichtmetallatomen aufgebaut.

Die Kombination von Metallatomen mit Nichtmetallatomen führt zu einer grossen Elektronegativitätsdifferenz. Metallatome haben eine geringe Elektronenaffini-tät, geben also ihre Valenzelektronen relativ leicht ab. Nichtmetallatome haben hingegen eine hohe Elektronenaffinität, sie nehmen also relativ leicht Elektronen auf. Beim Molekül HCl ist die Elektronegativitätsdifferenz 0.96 (vgl. S. 72) beim Salz NaCl bereits 2.23.

Bei der Reaktion von Metallen mit Nichtmetallen kann die Oktettregel nur erfüllt werden, wenn das Metall Elektronen abgibt und das Nichtmetall diese aufnimmt. Es entstehen geladene Ionen: Positiv geladene Ionen werden Kationen genannt, negativ geladene Anionen. Diese Art von Verbindungen werden Salze genannt, sie sind gesamthaft elektrisch neutral.


2.7.1.1 Drill&Practice: Vom Atom zum Ion

Füllen Sie die fehlenden Felder aus. Aluminium ist ein Beispiel.

Elementname Lewisformel des

Atoms

Zahl Elektronen dazugehöriges

Ion das dem Ion entspre-chende Edelgasatom

abge-geben

aufge-nommen

Aluminium ⋅

⋅⋅ Al 3 Al3+ Neon

F-

Beryllium

Kalium

2 Xenon

Neon

Ca

S

Stickstoff 3

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Namensgebung von Salzen Teil I GF KME Dinter 86

2.7.2 Namensgebung von Salzen Teil I • Verbindungen, die aus zwei verschiedenen Elementen bestehen und Salze

bilden enden auf -id. Das Kation wird zuerst genannt, dann das Anion (z.B. Natrium-Chlor-id = Natriumchlorid).

• Die Reaktionsmöglichkeiten der Elemente lassen sich aus dem PSE entnehmen. Alles was links steht (Metalle) gibt seine Valenzelektronen ab (die Anzahl ist aus der Gruppenzugehörigkeit zu entnehmen), damit wird die Oktettregel er-füllt. Alles was rechts steht (Nichtmetalle) nimmt so viele Elektronen auf, dass die Oktettregel erfüllt wird. Auch diese Zahl lässt sich aus der Gruppen-zugehörigkeit entnehmen.

• Das Salz muss nach aussen gesamthaft elektrisch neutral sein. Daraus erge-ben sich die Zahlenverhältnisse der Ionen. Für eine Reaktion von Magnesium mit Chlor heisst das: Magnesium 2. Hauptgruppe also 2 Valenzelektronen also Mg2+; Chlor 7. Hauptgruppe also 7 Valenzelektronen also Cl-. Damit das Salz

nach aussen neutral wird, müssen ein Mg2+ mit 2 Cl- kombiniert werden. MgCl2

heisst dann nicht Magnesium-di-chlorid sondern schlicht Magnesiumchlorid. Zahlenverhältnisse werden nicht verbalisiert, das wäre sonst eine Tautologie wie ein "schwarzer Rappe" oder ein "weisser Schimmel".

• Viele Übergangsmetallionen besitzen die Möglichkeit eine unterschiedliche

Anzahl von Elektronen abzugeben z.B. Fe2+ und Fe3+. Hier wird die Ladung in römischen Zahlen nach dem Elementnamen in ( ) angegeben z.B. Eisen(III)-oxid Fe2O3.

Verbindung Formel

Magnesiumbromid

Aluminiumoxid

Eisen(II)-chlorid

Eisen(III)-chlorid

Natriumoxid

Zinkiodid

Titan(IV)-carbid

Kupfer(I)-sulfid

Kupfer(II)-sulfid

Molybdän(IV)-sulfid

Element Name des Anions

Fluor

Chlor

Brom

Iod

Sauerstoff

Schwefel

Selen

Stickstoff

Phosphor

Kohlenstoff

Verhältnisformel

Namensgebung von Salzen Teil I GF KME Dinter 87

2.7.2.1 Drill&Practice: Vokabeltest einfache Ionen

Tragen Sie die entsprechenden Namen in das Kreuzworträtsel ein und konstruie-ren Sie das Lösungswort. Lösungen unter www.dinternet.ch weiter zu Drill&Practice.

Waagerecht

Senkrecht

3 C 1 F2

6 H2 2 S8

10 P 4 Na 12 Ca 5 Na+ 14 O2 7 N2

15 Cl- 8 I2

16 Br2 9 P3-

19 S2- 11 N3- 20 F- 13 Ca2+ 21 Br- 15 Cl2

22 O2- 17 H- (=Hydrid) 18 I-

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13

1 & 8

2

3

4

5

6

7 9

10

11

12

13

Namensgebung von Salzen Teil II GF KME Dinter 88

2.7.3 Namensgebung von Salzen Teil II Die bisher besprochenen Ionen bezeichnet man als einkernige

Ionen, da sie nur aus einem Element z.B. Cl-, S2- bestehen. Daneben gibt es jedoch auch Komplexionen, die aus mehreren Elementen aufgebaut sind z.B. SO2-

4 . Viele dieser Komplex-

ionen leiten sich von Säuren ab. Ein Teilchen ist dann eine Säure, wenn es die Möglichkeit hat H+-Ionen (Protonen) an die Umgebung abzugeben.

Säure Komplexanion

Name Formel Name Formel Name Formel

Schwefelsäure H2SO4 Hydrogen-sulfat-Ion

Sulfat-Ion

Schweflige Säure

H2SO3 Hydrogen-sulfit-Ion

Sulfit-Ion

Kohlensäure H2CO3 Hydrogen-carbonat-Ion

Carbonat-Ion

Phosphorsäure H3PO4 Dihydrogen-phosphat-Ion

Hydrogen-phosphat-Ion

Phosphat-Ion

Salpetersäure HNO3 Nitrat-Ion

Salpetrige Säure

HNO2 Nitrit-Ion

Essigsäure CH3COOH

HAc

Acetat-Ion Ac-

Chlorsäure HClO3 Chlorat-Ion

Chlorige Säure HClO2 Chlorit-Ion

Hypochlorige Säure

HClO Hypochlorit-Ion

Iodsäure HIO3 Iodat-Ion

Wasser H2O Hydroxid-Ion

Basen wiederum haben die Möglichkeit aus ihrer Umgebung ein

H+-Ion aufzunehmen. Daraus resultieren Komplexkationen, von denen hier nur zwei wichtig sind.

Basen Komplexkation

Ammoniak NH3 Ammonium-Ion

Wasser H2O Oxonium-Ion (alt Hydronium-Ion)

Strukturformeln von Komplexionen GF KME Dinter 89

2.7.3.1 Mineraldünger

Füllen Sie die entsprechenden Namen ein.

2.7.4 Strukturformeln von Komplexionen Die Strukturformeln der Komplex-Ionen lassen sich nach der Anleitung der "Strukturbestimmung der Moleküle" zeichnen. Bei der Berechnung der Valen-zelektronen muss die Ladung des Teilchens berücksichtigt werden. Anfänglich geht man davon aus, dass die Edelgasregel gilt. Da der Umgang mit den Ionen und den Komplexionen für den nachfolgenden Unter-richt von grosser Bedeutung ist, müssen alle Namen der Ionen auswendig gelernt werden. Ausserdem sollen alle Strukturen der Komplexionen (Teil II) gezeichnet werden können. Beispiel: Nitrat-Ion


2.7.4.1 Drill&Practice Vokabeltest Komplexionen

Zusammengesetzte Worte aneinanderschreiben Umlaute: ä = ä etc Lösungen unter www.dinternet.ch weiter zu Drill&Practice.

1 ↓↓↓↓

2 ↓↓↓↓

3 →→→→

←←←← 4

5 ↓↓↓↓

7 ↓↓↓↓

8 →→→→

↑↑↑↑ 9

10 ↓↓↓↓

←←←← 11

12 →→→→

13 →→→→

14 ↓↓↓↓

←←←← 15

16 ↓↓↓↓

↑↑↑↑ 21

←←←← 24

22 →→→→

←←←← 17

23 ↓↓↓↓

←←←← 18

20 →→→→

Waagerecht 6 HClO

8 HClO2

11 H2SO3

13 HCO-3

15 H3PO4

17 H2CO3

19 HNO3

20 SO2-3

21 ClO-

23 NO-3

24 ClO-3

25 ClO-2

27 PO3-4

Senkrecht 1 HClO3

2 NO-2

3 H2SO4

4 CH3COO-

5 H2PO-4

7 HSO-3

9 H2O

10 CO2-3

12 HPO2-4

14 HNO2

16 IO-3

18 CH3COOH

21 HSO-4

22 OH- 26 HIO3

28 SO2-4

Lösung M

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 M

12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24


2.7.4.2 Drill&Practice Salze mit Komplexanionen

Tragen Sie in der Tabelle Namen und Formeln ein. Kombinieren Sie soviel Kationen und Anionen miteinander, dass das Salz nach aus-sen neutral ist.

NO-3 CO2-

3 PO3-4

Na+ Natriumcarbonat

Na2CO3

Mg2+

Al3+

Notieren Sie die Formeln der Salze Kaliumhydrogencarbonat Ammoniumsulfit Ammoniumdihydrogenphosphat Aluminiumchlorit Chrom(II)-hydrogensulfat Notieren Sie die Namen der Salze Ni(HSO3)2

MgHPO4

Co(NO3)2

Al(OH)3

NaClO Lösungen unter www.dinternet.ch weiter zu Drill&Practice.


2.7.4.3 Drill&Practice Ionen kombiniert zu Salzen

Tragen Sie das entsprechende stabile Kation ein und konstruieren Sie die Salz-formel. (unabhängig davon, ob die Substanz wirklich existiert) Hierfür sind immer so viele Kationen und Anionen zu kombinieren, dass das Salz nach aussen neutral ist. Beispiel: Kupfer (1. Möglichkeit), Cu2+; für NO-

3 gilt Cu(NO3)2

Atom Kation O2- Cl- S2- NO-3 Br- SO2-

4 H2PO-4 CO2-

3

Lithium

Magnesium

Aluminium

Ammonium-Ion

Fe (1. Möglichkeit)

Fe (2. Möglichkeit)

Natrium

Silber

Mangan (nur Mangan II)



2.7.4.4 Das Kochsalz-Puzzle

WAS IST DAS NIT GIFFT IST?

ALLE DING SIND GIFFT UND NICHTS OHN GIFFT.

ALLEIN DIE DOSIS MACHT DAS EIN DING KEIN GIFFT IST.

Theophrastus Bombastus Paracelsus 1537, Einsiedeln und Basel

Ionenbindung und Ionengitter GF KME Dinter 94

2.7.5 Ionenbindung und Ionengitter

2.7.5.1 Ionenbindung

Anionen und Kationen üben aufgrund ihrer unterschiedlichen elektrischen Ladung eine starke Anziehung aufeinander aus. Diese Anziehungskraft wird als Ionenbin-dung bezeichnet. Ionenbindungen sind im Gegensatz zu Atombindungen ungerichtet. Dies ergibt sich zwangsläufig aus der Modellvorstellung der Überlappung von Orbitalen bei Atom-bindungen (wie unten für Diamant noch einmal dargestellt) und des Wirkens von Coulomb'schen Kräften bei Ionenbindungen. Das C-Atom im Diamant kann genau 4 Bindungen tetraedrisch zu 4 anderen C-Atomen eingehen. Für die Bindung ent-steht eine Raumrichtung und daraus die Eigenschaft des Diamanten. Bei Salzen kann sich jedes Ion mit mehreren Ionen der entgegengesetzten Ladung umgeben, wobei sich die Ionen systematisch in einem Ionengitter anordnen. Anziehungskräfte sind nicht „sättig-bar“. Es ist unerheblich, wie viele Ob-jekte sich um einen Anziehungspunkt gruppieren, ob 1 oder 8, die Anzie-hungskräfte sind für jedes der Paare identisch. Die Anziehungskraft lässt ja nicht nach, nur weil eine Konkurrenzsi-tuation eintrifft, es kommt jedoch zu einer Abneigung der Konkurrenten untereinander. Chemisch ausgedrückt: Die Anziehung zwischen Kationen und Anionen ist nach dem Coulomb’schen Gesetz abhängig von Ladung und Abstand. Ob 1 Anion oder 8 Anionen um ein Kation gesetzt werden, ist für die Anziehungskräfte unerheblich, für die Abstossungskräfte der Anionen untereinander jedoch aus-schlaggebend.

C

C C

C

C


2.7.5.2 Ionengitter

Gitterenthalpie

Entstehen bei chemischen Reaktionen aus Atomen oder Molekülen Ionen, so bildet sich aufgrund der Anziehung ein Ionengitter. Dabei wird die sog. Gitterenergie frei. Da Anziehungs- und Abstossungskräfte wirken, versuchen die Ionen sich in einem Zustand maximaler Anziehung zu ordnen. Abhängig vom Verhältnis der Ionenradi-en der Kationen und Anionen können sich verschiedene Gittertypen ausbilden. Nachfolgend werden diese Gittertypen vorgestellt. Es ist relativ schwierig die Geometrie eines Ionengitters aus der Formel abzuleiten. Man kann die Lage der Ionen in Ionengittern aber durch Röntgen von Kristallen bestimmen. Warum sich Ionen gerade in einem bestimmten Gittertyp organisieren hängt von vielen Fakto-ren, u.a. auch von dem Verhältnis der Ionenradien der Kationen und Anionen ab.

2.7.5.3 Ionenradius

Der Übergang vom Atom zum Ion ist immer mit einer Aufnahme oder einer Abgabe von Valenzelektronen verbunden. Die Anzahl der Protonen bleibt konstant. Aufgabe Nimmt der Ionenradius vom Ca-Atom zum Ca2+-Ion zu oder ab? Begründen Sie. Nimmt der Atomradius vom Cl-Atom zum Cl--Ion zu oder ab? Begründen Sie.

-

-

--

+ +

++

- +

- +

- +

- +

- +

- +

- +

- +

- +


2.7.5.4 Drill&Practice Atomradien und Ionenradien

Diese Übung vereinigt viel Vorwissen: Gesetz von Coulomb, Atommodell nach Bohr, Orbitalmodell, Salze und Salzbildung, Kenntnis der Ordnung im Periodensystem. Geben Sie zu allen Fragen die entsprechenden Antworten mit theoretischer Be-gründung. In den unten stehenden beiden Grafiken sind die absoluten Zahlen völlig unwichtig, einzig und allein zählt "das Prinzipielle". 1. Betrachten Sie das Verhalten von Atomradien in Perioden. Gehen Sie dazu der

Einfachheit halber von links nach rechts vor. Notieren Sie Ihren Befund und geben Sie eine theoretische Begründung.

2. Betrachten Sie das Verhalten von Atomradien in Gruppen. Gehen Sie dazu von oben nach unten vor. Geben Sie auch hier wieder eine theoretische Begrün-dung.

3. Betrachten Sie das Verhalten von Ionenradien in Perioden. Gehen Sie auch hier wieder von links nach rechts vor. Achten Sie auf die real möglichen Ionen

die entstehen können. Interessant ist es Na+/Mg2+/Al3+ untereinander zu ver-gleichen (Anzahl der Elektronen?) und das dann mit den Atomen Na/Mg/Al zu vergleichen.

4. Decken sich diese Erkenntnisse mit den Auswertungen aus Aufgabe 1? 5. Betrachten Sie das Verhalten von Ionenradien in Gruppen. Entspricht das

Ihren Vorstellungen?

Atomradien (pm) Ionenradien (pm) Lösungen unter http://www.dinternet.ch weiter zu Drill&Practice.


Die Koordinationszahl gibt die Anzahl der nächsten, entgegengesetzt geladenen Ionen an.

2.7.5.5 Gittertyp, Koordinationszahl, Salzformel

Jeder Gittertyp hat als Charakteristikum eine bestimmte Koordinationszahl.

Gittertyp:

Koordinationszahl Kation: Koordinationszahl Anion: Verhältnisformel:

Gittertyp: Koordinationszahl Kation: Koordinationszahl Anion: Anzahl Kationen: Anzahl Anionen: Verhältnisformel:

Gittertyp: Koordinationszahl Kation: Koordinationszahl Anion: Anzahl Kationen: Anzahl Anionen: Verhältnisformel:

Welcher Zusammenhang besteht zwischen Koordinationszahl, Ionenladung und Salzformel? Am CaF2 sieht man diesen Zusammenhang am besten.

Not draw

n to scale!

Anzahl der Kationen, die sich innerhalb des grossen Würfels befinden: Anzahl der Anionen, die sich innerhalb des grossen Würfels befinden: Betrachtet man einen beliebigen Raum z.B. den obigen Würfel aus einem regelmäs-sigen Salzgitter, so lässt sich auf die Verhältnisformel (=Salzformel) schliessen, die keine Molekülformel darstellt, sondern das rechnerische Verhältnis der beiden Ionen in einem bestimmten Raum.

Eigenschaften der Salze GF KME Dinter 98

2.7.6 Eigenschaften der Salze

2.7.6.1 Mechanisches Verhalten

Salzkristalle kann man leicht in Schichten spalten, wenn man mechanisch auf sie einwirkt. Die Sprödigkeit basiert auf dem Verschieben von Gitterebenen. Gleich geladene Ionen sind plötzlich benachbart, der Kristall bricht auseinander.

2.7.6.2 Schmelz- und Siedepunkte

Vergleich zwischen Molekülen und Salzen

Das Schmelzen von festem Wasser wie auch das von Salzen bedeutet eine Loslö-sung der Teilchen von den starren Gitterplätzen in eine bewegliche Form. Die für die Schmelz- und Siedepunkte verantwortlichen zwischenmolekularen Kräfte bei den Molekülen sind in ihrer Richtungscharakteristik abhängig von den (gerichteten) Atombindungen. Bei den Salzen sind für die Schmelz- und Siede-punkte die ungerichteten Ionenbindungen selbst verantwortlich. Die nächste Tabelle bringt mit einigen Beispielen den direkten Vergleich zwischen den Schmelzpunkten von Salzen und Molekülen.

Moleküle Salze

Art der wirkenden Kräfte, die für die Siede- und Schmelz-punkte von Bedeutung sind.

Fügen Sie die Stoffe in die rechten Felder ein und ordnen Sie mit Hilfe der wirkenden Kräfte die Schmelztemperatu-ren grob zu.

NaCl, Cl2,

HCl, Na2S -114 °C, -101 °C, 801 °C, 1180 °C

Richtungscharakteristik der Kräfte

Nehmen Sie ein Becherglas und zeichnen Sie das Sieden der Stoffe Wasser und NaCl.

- +

- +

- +

- +

- +

- + - +

- + - +

- +

- +

- +

- +

- +

- + - +

- + - +

- +

- +

- +

- +

- +

- + - +

- + - +

1 2 3

Eigenschaften der Salze GF KME Dinter 99

Es ist wohl eindeutig: Salze haben im Vergleich zu den molekular gebauten Stoffen höhere Siede- und Schmelzpunkte, da sich jedes Ion mit mehreren Ionen der entgegengesetzten Ladung umgibt. Die dabei auftretenden Kräfte (Gitterenergie) sind grösser als die zwischenmolekularen Kräfte der Moleküle.

Vergleich von verschiedenen Salzen

Beim Schmelzen und Verdampfen der Salze muss die Gitterenergie teilwei-se bzw. ganz überwunden werden. Daher sind die entsprechenden Tem-peraturen von der Grösse der Gitter-energie abhängig. Die Schmelzpunkte sind u.a. abhängig von der Ionenladung und vom Ionenradius. Das ergibt sich direkt aus dem Coulomb'schen Gesetz (siehe Seite 34), das die Anziehungskraft (F) mathematisch beschreibt aus den Ladungen der Ionen (Q1,

Q2) und dem Abstand zwischen den Ladungen (r). 2

21

r

QQkF

⋅⋅=

Der Ionenradius hat einen direkten Einfluss auf den Abstand r. (Anziehungskräfte→ Gitterenergie→Schmelzpunkt, Siedepunkt)

Einfluss der Ladung NaF MgO TiC

Ionenladung eintra-gen.

In welche Richtung nimmt die Gitter-energie zu?

Schmelzpunkte zu-ordnen: 992 °C, 2800 °C, 4300 °C

Einfluss des Ionenradius

NaF NaCl NaBr

In welche Richtung nimmt der Anionen-radius zu?

In welche Richtung nimmt die Gitter-energie zu?

Schmelzpunkte zu-ordnen: 747 °C, 801 °C, 992 °C

Zusammenfassung

--

--

++

+

+

- +

- +

- +

- +

- +

- +

- +

- +

- +

fest geschmolzen

-

3 -

+

3 +

- +

- +

Elektrische Leitfähigkeit von Salzen GF KME Dinter 100

Spannungsquelle

Elektrolyt

Platin- Elektroden

- +

- +

- +

- +

- +

- +

- +

- +

- +

2.7.7 Elektrische Leitfähigkeit von Salzen Leitet reines Wasser den elektrischen Strom? Die Ant-wort auf diese Frage liefert eine sog. Leitfähigkeitsmes-sung. Zwei Platinelektroden werden in den zu untersuchen-den Stoff getaucht (Elektrolyt), danach wird eine Gleich-spannung angelegt und die Leitfähigkeit mit Hilfe einer Glühbirne getestet.

Leitfähigkeitsmessung

Destilliertes Wasser (reines Wasser)

Salzlösung

Festes Salz

Salzschmelze

Wann ist ein Stoff elektrisch leitend?

Salzschmelze

Salzlösung

festes Salz

-+ -

+

-+

-+ -

+

-+

-+ -

+

-+

-+ -

+

-+

-+ -

+

-+

-+ -

+

-+

-+ -

+

-+

-+ -

+

-+

-+ -

+

-+

-+ -

+

-+

-+ -

+

-+

-+ -

+

-+

festes Salz

Wasser

Wasser

Herauslösen

der Kationen

Herauslösen

der Anionen

Elektrolyse GF KME Dinter 101

Leiter 1. Klasse sind Metalle und Graphit. Sie leiten den Strom durch frei bewegliche Elektronen und verändern sich dabei nicht. Leiter 2. Klasse sind Elektrolyte (=Flüssigkeiten). Die Stromleitung entsteht durch eine Ionenwanderung und ist mit stofflichen Veränderungen verbunden.

2.7.8 Elektrolyse Was passiert zwischen den Platinelektroden bzw. an den Elektroden, wenn die elektrische Leitfähigkeit eines Elektrolyten gemessen wird?

Elektrolyse einer CuCl2-Lösung

Beobachtung Welche Teilchen liegen in einer wässrigen CuCl2-Lösung vor?

Die elektrische Leitfähigkeit von Salzlösungen und Salzschmelzen entsteht durch die Wanderung der Ionen im elektrischen Feld und nicht durch ein Hindurchflies-sen von Elektronen durch den Elektrolyten. Bei einer sog. Elektrolyse wandern die positiven Kationen zur Kathode, die negativen Anionen wandern zur Anode. Daher stammen die Bezeichnungen Anode und Kathode. An diesen Elektroden findet ein Elektronenaustausch statt, es kommt zu einer Entladung des Elektrolyten. Dies ist gleichzeitig mit einer chemischen Veränderung verbunden. Anode Kathode Gesamt

ion wandernd

hodos Weg

ana hinauf

kata hinab

lysis Trennung

Elektrolyse Zerlegung durch elektr. Strom

Elektrolyt elektrolytisch zerlegbarer Stoff

Elektrode Stoff der den e- den Weg bereitet (Anode/Kathode)

Anode Weg des Hinauffliessens

Kathode Weg des Hinabfliessens

Löslichkeit von Salzen in Wasser GF KME Dinter 102

2.7.9 Löslichkeit von Salzen in Wasser Die Löslichkeit von Salzen in Wasser ist ein Spiel zwischen Hydratationsenthalpie und Gitterenthalpie, die sich in der Lösungsenthalpie zeigt. Manche Salze lösen sich aufgrund der grossen beim Lösen zu überwindenden Gitterenthalpie erst gar nicht in Wasser. Kombiniert man Salzlösungen miteinander z.B. eine Silbernitratlösung und eine Natriumchlo-ridlösung miteinander, so fällt AgCl aus. Silberchlorid ist also in Wasser unlöslich. Mechanistisch ist nicht leicht vor-herzusagen, wann sich schwer lösliche Salze bilden. Die Frage "Warum ist NaCl leicht löslich in Wasser und AgCl schwer löslich?" lässt sich nicht leicht beantworten. Die Informationen können einfach aus der untenstehenden Tabelle ent-nommen werden. Wie bereits auf den vorangegangenen Seiten erörtert, sind Salze aus kleinen Ionen im Allg. schwerer löslich als Salze aus grossen Ionen, d.h. Fluoride und Hydroxide sind im allg. weniger löslich als Nitrate. Auch bei den Komplexionen gilt: je höher geladen umso schwerer löslich, je grösser umso besser löslich. Die Ladung

spielt die übergeordnete Rolle, daher sind Phosphate PO3-4 mit ihrer dreifach negativen Ladung oft unlöslich.

Löslichkeit von Salzen in Wasser (bei 298 K) Die Tabelle ist für den Unterricht stark vereinfacht und gilt nur zur Orientierung. Folgende Ionen wurden berücksichtigt Einwertige Ionen: Alkalimetallionen, NH+

4, Ag+

Zweiwertige Ionen: Erdalkalimetallionen ohne Beryllium, Fe2+, Cu2+, Zn2+, Cd2+, Pb2+, Mn2+, Ni2+

Dreiwertige Ionen: Al3+, Cr3+, Fe3+

Anionen löslich gering löslich

bis unlöslich

Nitrate NO-3 alle

Acetate CH3COO- alle

Chlorate ClO-3 alle

Fluoride F- einfach geladene Kationen

mehrfach geladene Kationen

Chloride Bromide Iodide

Cl- Br- I-

alle übrigen Pb2+, Ag+

Sulfate SO2-4 alle übrigen Pb2+, Ca2+, Ba2+

Sulfide Oxide

S2- O2-

Alkalimetallionen viele Erdalkalimetallionen

alle übrigen

Phosphate PO3-4 Alkalimetallionen

Ammoniumion alle übrigen

Hydroxide OH- Alkalimetallionen Ba2+

alle übrigen Ca2+

Beispiele: Sind Fällungen zu erwarten und wenn ja, wie ist die Reaktionsgleichung und wie heisst der Stoff der ausfällt? CaCl2-Lsg + Na3PO4-Lsg

FeCl3-Lsg + NaOH-Lsg

AgNO3-Lsg + NaOH-Lsg

FeCl3-Lsg + Na3PO4-Lsg

Energetik des Lösens von Salzen GF KME Dinter 103

2.7.10 Energetik des Lösens von Salzen Lösen von NH4Cl in Wasser Lösen von NaOH in Wasser

- +

- +

- +

- +

- +

- +

- +

- +

- +

- -

-

-

--

+ ++

+

+

+

O HH

O HH

OHH

OHH

OHH

OHH

OHHOH

H

OH

H

OH

H

OH

H

OH

H

O HH

O HH

OHH

OHH

OH

H

OH

H

OH

H

OH

H

Das Auflösen von Salzen in Wasser lässt sich formell in zwei energetisch entgegengerichtete Prozesse unterteilen. Bei der Anlagerung der Dipole des Wassers an die Ionen wird Enthalpie frei, da neue Bindungen gebildet werden. Die Ionen müssen aber aus dem Gitter herausgelöst werden, was im Gegensatz dazu Energie erfor-dert. Ob der Gesamtprozess endotherm oder exotherm verläuft, hängt vom Verhältnis Gitter-enthalpie/Hydratationsenthalpie ab.

∆HGitter molare Gitterenthalpie

Energie, die aufgewendet werden muss, um ein mol eines Salzes (=Ionengitter) vom festen in den gasförmigen Zustand zu überführen.

exotherm oder endotherm?

∆HHydratation molare Hydratationsenthalpie Energie, die bei der Anlagerung von Wasser an ein mol Teilchen umge-setzt wird.


∆HLösung molare Lösungsenthalpie Energie, die beim Lösen von einem mol eines Stoffes umgesetzt wird.



Eisräumung auf Strassen, (Eis/Kochsalz Mischung)

Das Schmelzen von Eis mit Kochsalz verläuft endotherm, da die freigesetzten

Hydratationsenthalpien der Na+- und Cl--Ionen nicht ausreichen, um die Gitter-energien des Eis- und des Kochsalzgitters aufzubringen. Der Betrag der Hydrata-tionsenthalpie (symbolisiert als∆H) ist also kleiner als der Betrag der Gitter-energien. Die fehlende Energie liefert u.a. die Wärmeenergie des Eises, die Eis/Salzmischung kühlt sich ab, das Salz löst sich auf und die Gitterstruktur des Eises zerfällt (Das Eis schmilzt). Das Salzstreuen im Winter beruht, auch bei Temperaturen unter 0 °C, auf genau diesem Effekt. Die durch diesen Vorgang gebildete Salzlösung hat einen geringe-ren Schmelzpunkt/Erstarrungspunkt (-20 °C) als das reine Wasser (0 °C), man spricht auch von einer Gefrierpunktserniedrigung, da die Ausbildung der regel-mässigen Eisstruktur durch die vorliegenden Ionen behindert wird. Unterhalb dieser Temperatur lässt sich dann nicht mehr "mit Salz enteisen".

Experiment Beobachtung Erklärung

NH4Cl

NaOH

Auflösung von CaCl2

Auflösung von CaCl2·6H2O

(Gitterplätze sind auch mit H2O Molekülen be-

setzt → Kristallwasser)

Fällung eines schwerlöslichen Salzes


2.7.10.1 Drill&Practice: Energetik des Lösens von Salzen

Selber üben ist sehr lernwirksam. Der Stoff wird gefestigt, die eigenen Fähigkeiten vertieft und die Qualität der Verarbeitung erhöht. Ich habe Ihnen einige passgenaue Übungsaufgaben in einer neuen elektronischen Form formuliert, die Ihnen Spass machen werden: http://www.dinternet.ch � Drill&Practice � Energetik des Lösens von Salzen oder per direktem link. Dort finden Sie viele Hinweise zur Lösung der Aufgaben und auch die Musterlösungen. Der Spass kommt dann, wenn man einschätzen kann, wo man noch näher nacharbeiten muss und wo man sieht, dass man „es“ schon verstanden hat. Der Übungserfolg wird Sie belohnen. Mindestens 50% der angebotenen Übungsaufgaben sind bis zur kommenden Lekti-on zu bearbeiten. Bearbeitungshinweise Antwortformulierungsstrategie

Dreischrittig denken: 1. Worum geht es?

ein Satz zum Einstieg nicht gleich mit der Tür ins Haus fal-len

2. Antwort strukturiert und (möglichst keine Wiederholungen) logischer Aufbau und nachvollziehbar so kurz wie möglich, aber so erklä-rend wie nötig

3. Fazit ein Satz

Problemlösungsstrategie Vierschrittig denken: 1. Identifikation des Problems:

Was ist gefragt? Worin besteht der zentrale Punkt der Aufgabe? Umformulierung ist oft hilfreich. (Verständnisfrage) Ist (auswendigge-lerntes) Wissen gefragt? (Wissensfrage)

2. Lösungsplanung: Welche Informationen werden geliefert? Inwiefern ist die Aufgabe bereits bearbeite-ten Aufgaben ähnlich? (Verknüpfungsfrage) Mögliche Lösungen skizzieren. Es muss ein kla-rer Zusammenhang zur behandelten Theorie erkennbar sein.

3. Formulierung und Überprüfung der Lösung: Lösung (meist schriftlich) formulieren. Wie kann aus konkurrierenden Lösungen die beste herausgearbeitet werden? Dies muss fachlich begründet werden. (Strategiefrage)

4. Lösungsbewertung: Akzeptieren der Lösung als eine naheliegende, nachvollziehbare und spekulationsarme Erklä-rung. (Reflexionsfrage)

Einschätzung der Aufgabenlösung Rot, die Aufgabe konnte nicht gelöst werden. Notieren Sie das Hauptproblem. Gelb, die Aufga-be konnte mit Hilfen gelöst werden. Mussten viele Hilfen in Anspruch genommen werden? Grün, die Aufgabe konnte ohne Hilfen gelöst werden.


2.7.10.2 Drill&Practice: Von Allem etwas

1. Welches sind die Verhältnisformeln der folgenden Verbindungen?

Aluminiumsulfat, Kohlensäure, Natriumoxid, Calciumphosphat, Eisen(III)-

chlorat

2. Welche Namen haben folgende Salze?

CaF2, FeBr3, K2CO3, Al(NO3)3

3. Benennen Sie die folgenden Salze und zeichnen Sie die Strukturformeln.

Bei mesomeren Zuständen sind alle Grenzstrukturen anzugeben.

Na2SO4, Li2HPO4

4. Warum liegt der Schmelzpunkt von Natriumfluorid höher als der von Nat-

riumacetat?

5. Zeichnen Sie die Strukturformeln von Ammoniak und Cäsiumchlorid.

6. Erklären Sie mit Hilfe der Theorie der Lösungsvorgänge bei Salzen, wa-

rum Aluminiumoxid praktisch in Wasser unlöslich ist.

7. Was ist faul an der folgenden Aussage: Beim Ausbringen von Streusalz

auf vereiste Strassen tritt der Tauprozess durch die entstandene Wärme

bei der Lösung des Salzes ein.

8. Im Labor sind 2 farblose Lösungen in Erlenmeyerkolben umgefüllt worden,

unglücklicherweise ohne die Kolben vorher zu beschriften. Die Vorratsfla-

schen zeigen die Aufschriften Natriumphosphat und Silbernitrat. Wie

lassen sich die beiden Lösungen retten?

9. Betrachten Sie die Elektrolyse von Wasser bei der 2 Gase entstehen.

a) Welches Gas entsteht an der Anode, welches an der Kathode?

b) Notieren Sie die Elektrodenreaktionen an der Anode und an der Katho-

de.


Metalle GF KME Dinter 107

2.7.11 Metalle

2.7.11.1 Metallische Eigenschaften

Es gibt 4 physikalische Eigenschaften, die alle Metalle aufweisen:

2.7.11.2 Elektronengas-Modell

Die Eigenschaften der Metalle hängen, wie sollte es anders sein, eng mit deren Struktur zusammen. Metalle haben die Eigenschaft, dass sie leicht ihre Valen-zelektronen abgeben. Als Gitterbausteine liegen im Metallkristall demnach positiv geladene Atomrümpfe vor, zwischen denen sich die Elektronen wie ein Gas frei bewegen können. Dieses Gas bewirkt den Zusammenhalt der Atomrümpfe.

Elektrische Leitfähigkeit

Legt man bei einem Metall eine Spannung an, so wird die regellose Bewegung der Elektronen gerichtet. Sie fliessen zum positiven Pol. Strömungsgeschwindigkeit der Elektronen: Geschwindigkeit des elektrischen Stroms: Exp: Leitfähigkeit von verschiedenen Stoffen (qualitativ)

++ + + +++

++ + + +++

++ + + +++

++ + + +++


- +

- +

- +

- +

- +

- +

- +

- +

- +

Temperaturabhängigkeit der elektrischen Leitfähigkeit Mit steigender Temperatur nimmt die Leitfähigkeit der Metalle ab, da eine höhe-re Temperatur ein stärkeres Schwingen der Atomrümpfe und damit eine Behinde-rung des Elektronenflusses bewirkt. Supraleitung Mit abnehmender Temperatur nimmt die Leitfähigkeit zu. Der elektrische Wider-stand verschwindet dann ganz abrupt bei einer bestimmten Sprungtemperatur. Für Hg liegt sie bei 4.1 K unterhalb der sich elektrischer Strom widerstandslos trans-portieren lässt. Der moderne keramische Supraleiter YBa2Cu3O7 besitzt eine Sprungtemperatur von 92 K, also oberhalb von flüssigem

Stickstoff (77K), der sich als Kühlmaterial sehr eignet. Wärmeleitfähigkeit Wärmeleitung wird bei Nichtmetallen durch das Schwingen von Molekülen und Übertragung auf deren Nachbarmoleküle bewerkstelligt. Daher haben Gase eine relativ geringe Wärmeleitfähigkeit. Bei Metallen erfolgt die Wärmeleitung vor-nehmlich über die beweglichen Elektronen. Gute elektrische Leiter sind auch gute Wärmeleiter. Duktilität (Verformbarkeit) Sprödigkeit von Salzen Verformbarkeit von Metallen Härte Die positiven Atomrümpfe werden durch die Elektronen mittels elektrostatischer Anziehungskräfte zusammengehalten. Nach dem Coulomb'schen Gesetz gilt: je höher die Ladungen d.h. je mehr Elektronen abgegeben werden und je kleiner die Atomrümpfe umso härter das Metall z.B. Ca → Mg → Be

++ + + +++

++ + + +++

++ + + +++

++ + + +++


Glanz Auch der Glanz von Metallen ist eine Folge des Elektronengases, das ein hohes Reflexionsvermögen für sichtbares Licht aufweist. Gitterstruktur Metallatomrümpfe ordnen sich wie die Ionen der Salze in bestimmten Gittertypen an, z.B. Legierungen Die Bezeichnung Legierung4 ist eine Sammelbezeichnung für metallische Gemische aus mindestens 2 Komponenten, von denen wenigstens eine ein Metall ist. Sie wer-den meist durch das Zusammenschmelzen der einzelnen Komponenten hergestellt. Legierungen zeigen meist ganz andere Eigenschaften als die Ausgangsstoffe be-sonders bezüglich ihrer Härte und ihrer Schmelzpunkte. Die Zahl der Legierungen wird auf etwa 75000 geschätzt. 5 davon sind nachfolgend aufgeführt.

Legierung Zusammensetzung Eigenschaften

Bronze Messing

90% Cu, 10% Sn >52% Cu, Rest Zn

härter als reines Kupfer bei gleichzeitig niedrige-rem Erweichungspunkt, besser schmiedbar, korro-sionsbeständig

Amalgame Hg, andere Metalle Legierung mit Silber, Zinn und Kupfer für Dental-technik, hart, dauerhaft, nicht schrumpfend

Weissgold (585er) 58.5% Au, 41.5% Ni und Cu härter als Gold, Farbveränderung

Nirosta-Stahl Fe und u.a. 18% Cr, 8% Ni Chrom verbessert die Korrosionsbeständigkeit und die Härte, zusammen mit Nickel verhindert es das Rosten, Nickel verbessert die Zähigkeit

4 ligare (lat.) vereinigen


2.7.11.3 Drill&Practice Metalle und Bindungstypen

1. Welches sind die 4 am häufigsten verwendeten Gebrauchsmetalle? 2. Welche Metalle sind am längsten bekannt? 3. Metalle weisen eine Metallbindung auf. Wie nennt man die positiv geladenen

Teilchen in der Metallbindung? 4. Wie nennt man die frei beweglichen Teilchen in einer Metallbindung? 5. Erläutern Sie, warum in einem stark erhitzten Metall in der Gasphase keine

elektrische Leitfähigkeit auftritt. 6. Wie nennt sich die Bindung, die zwei (gleiche oder verschiedene) Nichtme-

tallatome eingehen? 7. Wird der Begriff der Elektronegativität auch auf Ionen oder Salze ange-

wandt? 8. Welche Eigenschaften müssen Moleküle haben, die von einem elektrostatisch

geladenen Stab abgelenkt werden? 9. Ordnen Sie mit Pfeilen jeder einzelnen Verbindung den richtigen Bindungstpy

zu.

Atombindung (Moleküle)

P2O5

CaO KI Na2O

Metallbindung (Metalle)

Al2O3

Na PCl3

MgCl2

Ionenbindung (Salze)

Pb H2O

Mg NH4NO3

10. Das Bindungsdreieck: Ordnen Sie jede Ecke einem bestimmten Bindungstyp

zu. Tragen Sie am Pfeil ein, ob die Polarität der Bindung zunimmt oder abnimmt


NaCl

MgCl2AlCl3

SiCl4PCl3

SCl2Cl2

Na Mg Al Si P4 S8

NaSi

Na3P

Na2S

Kollisionstheorie GF KME Dinter 111

Die Reaktionsgeschwindigkeit gibt an, wie viele Teilchen pro Zeiteinheit rea-gieren. Die Reaktionsgeschwindigkeit ist die Änderung der Konzentration eines Stoffes pro Zeiteinheit.

3 Chemische Reaktionen

3.1 Die Geschwindigkeit von Chemischen Reaktionen Die Geschwindigkeit chemischer Reaktionen ist sehr unterschiedlich. Zwischen einer Explosion von Sprengstoffen und dem Überziehen von Kupferrohren mit grüner Patina liegen Welten. Im Nachfolgenden soll versucht werden, die ver-schiedenen Geschwindigkeiten freiwillig ablaufender chemischer Reaktionen zu erklären.

3.1.1 Kollisionstheorie Mit Hilfe der Kollisionstheorie lässt sich die Reaktionsgeschwindigkeit anschaulich erklären. � Teilchen werden als starre Körper angesehen, die sich bewegen. � Die chemische Reaktion erfolgt durch Zusammenstösse. Je mehr Zusammen-

stösse im gleichen Zeitraum, um so grösser ist die Reaktionsgeschwindigkeit. Zusammenstösse zwischen gleichen Teilchen führen nicht zu neuen Produkten.

� Damit zwei reaktionsfähige Teilchen miteinander reagieren können, müssen sie

eine gewisse Mindestenergie mitbringen. � Die Teilchen müssen eine gewisse räumliche Orientierung zueinander haben.

Allgemeine Anzahl Kollisionen

Beeinflussung der Reaktionsgeschwindigkeit GF KME Dinter 112

RGT-Regel: Die Reaktions-Geschwindigkeit-Temperatur-Regel besagt, dass eine Temperaturerhöhung von 10 °C etwa einer Verdoppelung der Reaktionsge-schwindigkeit entspricht.

3.1.2 Beeinflussung der Reaktionsgeschwindigkeit

3.1.2.1 Zerteilungsgrad und Konzentration

Weshalb werden Kaffeebohnen vor dem Aufbrühen gemahlen? Wieso wird Holz vor dem Verbrennen im Ofen gespalten?

Staubexplosion

Bei heterogenen Reaktionen (gasförmiger Stoff reagiert mit Feststoff) spielt der Zerteilungsgrad eine wesentliche Rolle. Die Phasengrenzfläche (hier Oberfä-che) sollte für eine hohe Reaktionsgeschwindigkeit möglichst gross sein. Damit wird die Wahrscheinlichkeit für Zusammenstösse erhöht.

Bei homogenen Reaktionen treten keine Grenzflächen auf, da alle Stoffe im

entsprechenden Lösungsmittel gelöst sind. Hier bestimmt die Konzentration die Reaktionsgeschwindigkeit.

3.1.2.2 RGT-Regel

Zwei kollidierende Teilchen müssen eine gewisse Mindestgeschwindigkeit aufwei-sen, damit sie beim Zusammenstoss miteinander reagieren. Dies drückt sich auch in der bereits bekannten Aktivierungsenergie aus. Je höher die Temperatur, umso grösser die Bewegung der Teilchen, umso grösser die Wahrscheinlichkeit von Zusammenstössen, umso höher die Reaktionsgeschwin-digkeit. Auf das Wievielfache erhöht sich die Reaktionsgeschwindigkeit, wenn man eine Reaktionsmischung von Raumtemperatur (20 °C) auf 100 °C erhitzt?

Beeinflussung der Reaktionsgeschwindigkeit GF KME Dinter 113

3.1.2.3 Landolt-Reaktion

Landolt-Reaktion zur Verdeutlichung der Abhängigkeit der Reak-tionsgeschwindigkeit von den Konzentrationen der beteiligten Stoffe

Bei der Landolt'schen Zeitreaktion werden 2 Stoffe (Sulfit-Ionen und Iodat-

Ionen) in saurer Lösung (H3O+ verfügbar) zur Reaktion gebracht. In einer Folge

von 3 Reaktionen, entsteht am Schluss I2, das in Anwesenheit von Stärke (Makro-

molekül aus Zuckereinheiten) eine dunkelblaue Lösung ergibt.

(1) IO-3 + 3 SO2-

3 → I- + 3 SO2-4

(2) IO-3 + 5 I- + 6 H3O+ → 3 I2+ 9 H2O

(3) I2+ SO2-3 + 3 H2O → 2 I-+ 2 H3O+ + SO2-

4

Die Messung der Zeit vom Start der Reaktion bis zum Erscheinen des gefärbten Endproduktes ergibt einen direkten Hinweis auf die Reaktionsgeschwindigkeit. Zur Verdeutlichung der Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von den Kon-zentrationen der beteiligten Stoffe wird die Iodat-Ionen-Konzentration zwischen 100%, 50% und 25% variiert. Wichtig bei der Messung sind nicht die absoluten Reaktionsgeschwindigkeiten, sondern die Relationen. Messung A Messung B Messung C

Sulfit-Lösung 10 ml 10 ml 10ml

Iodat-Lösung 10 ml 5 ml 2.5 ml

Wasser 10 ml 15 ml 17.5 ml

Iodat-Konzentration

Zeit [s]

relative Zeitangabe

relative Reaktionsge-schwindigkeit

Resultat der Landolt Reaktion

Umkehrbare Reaktionen GF KME Dinter 114

3.1 Das Chemische Gleichgewicht

3.1.3 Umkehrbare Reaktionen Die Schreibweise von chemischen Gleichungen, die bis hierher genutzt worden ist, legt den Schluss nahe, dass bei einem Zusammenstoss von Teilchen (Edukte) ein neuer Stoff (Produkte) gebildet wird: IO-

3 + 3 SO2-3 → I- + 3 SO2-

4

Experimentelle Beobachtungen zeigen aber, dass bei vielen chemischen Reaktionen nicht nur Produkte aus den Edukten gebildet werden, sondern dass die Produkte wieder in Edukte zerfallen können: bei der Mischung von Iodat- und Sulfit-Ionen entstehen Iodid- und Sulfationen (s.o.), aber auch bei einer Mischung von Iodid- und Sulfat-Ionen entstehen Iodat- und Sulfit-Ionen. Chemische Reaktionen verlaufen nicht nur in eine Richtung, sie sind umkehrbar! Bei einem solchen umkehrbaren Vorgang werden zwei Reaktionspfeile gezeichnet,

einer für die Hin- und einer für die Rückreaktion Hinreaktion

Rückreaktion

Säure-Base-Indikator

3.1.4 Chemisches Gleichgewicht

3.1.4.1 Dynamisches Gleichgewicht

Das Wasserstandgleichgewicht (Animation Schöpfen5) ist ein schönes Modell zur Verdeutlichung des Prinzips des chemischen Gleichgewichts. 2 Bassins sind mit Wasser gefüllt, das eine mit 500 mL, das andere ist noch leer. Mit Hilfe von Glasröhren unterschiedlicher Dicke wird Wasser von einem in das andere Becken transportiert, indem die Röhren eingetaucht werden und der Inhalt im anderen Becken entleert wird (Details siehe unten.). Was passiert mit den Wasserständen in den Bassins?

5 http://lpmfs.lpm.uni-sb.de/chemie/computersimulationen/computersimulation.htm

Chemisches Gleichgewicht GF KME Dinter 115

Ablauf

Start

Eintauchen

Transport

Entleerung

Nächste Runde Zusammenfassende Auswertung

Verhalten unter verschiedenen Bedinungen Qualitative Betrachtung

Anzahl der Transporte

Was

sers

tand

in m

L

Vol1= Vol2= Radius1= Radius2=


Was

sers

tand

in m

L



Was

sers

tand

in m

L



3.1.4.2 Massenwirkungsgesetz

Umkehrbare chemische Reaktionen lassen sich mathematisch relativ einfach be-schreiben. Aus der charakteristischen Gesetzmässigkeit jeder individuellen Reak-tion lässt sich entnehmen, ob es sinnvoll ist oder nicht 2 Stoffe z.B. A und B über-haupt miteinander reagieren zu lassen. Das Modell des Wasserstandgleichgewichts zeigt lediglich, dass bei chemischen Reaktionen ein dynamisches und kein statisches Gleichgewicht vorliegt. Die Höhe des Wasserstands bleibt irgendwann einmal konstant, obwohl weiterhin Trans-portvorgänge stattfinden. Die Höhe des Wasserstands wird mit den Konzentratio-nen der Stoffe gleichgesetzt, das transportierte Volumen mit der Reaktionsge-schwindigkeit der Hin- und der Rückreaktion. Kinetische Herleitung Ausgangssituation: wässrige Lösung Geschwindigkeit der Hinreaktion (Kollisionstheorie) Geschwindigkeit der Rückreaktion (Kollisionstheorie) Gleichgewichtszustand und Gleichgewichtskonstante Verallgemeinerung Massenwirkungsgesetz (MWG) und Gleichgewichtskonstante K Dieser Ausdruck für die Gleichgewichtskonstante K wird als Massenwirkungsge-setz (MWG) bezeichnet. Das MWG gilt für alle homogenen chemischen Gleichge-wichte. Der Name stammt von der alten Bezeichnung für Stoffmengenkonzentra-tion: "aktive Masse". Das MWG wurde 1867 von den Norwegern Guldberg und Waage formuliert.

Nomen-klatur

A B

Komponente A, B usw.

c(A) Konzentration der Komponente A

kH

kR

Geschwindigkeitskonstante der Hin- und der Rückreaktion. Die Geschwindigkeits-konstanten sind abhängig von der Reakti-on selbst und von der Temperatur.

vH

vR Geschwindigkeit der Hin- und der Rückre-aktion

K Gleichgewichtskonstante. Die Gleichge-wichtskonstante ist abhängig von der Reaktion selbst und von der Temperatur.


Bedeutung der Gleichgewichtskonstanten K

Formulieren Sie das MWG bzw. die Gleichgewichtskonstante K für die 3 beschrie-benen Reaktionen beim Landolt-Versuch von S. 113. K ist ein Konzentrationsverhältnis

K = Mathematisches Produkt der Konzentration der Produkte

= Podukte

Mathematisches Produkt der Konzentration der Edukte Edukte Die Gleichgewichtskonstante K hat für jede Reaktion einen charakteristischen Wert. Dieser Wert verändert sich nur, wenn die Temperatur, bei der die Reaktion ablaufen soll, verändert wird. Welche Aussage kann man aus K ziehen? Was bedeutet die Zahl?

K > 1

0 < K < 1

K = 1

Die Kenntnis der Gleichgewichtslagen bei chemischen Reaktionen ist für jeden Produktionsprozess, von GoreTex bis Microfaser von PET bis Aspirin von zentraler Bedeutung. Angenommen Sie hätten den Auftrag den Kunststoff Nylon (N) herzu-stellen. Wie alles ist auch diese Reaktion eine Gleichgewichtsreaktion. Nylon wird aus Adipinsäure (A) und 1,6-Diaminohexan (D) hergestellt. Vereinfacht lässt sich schreiben:

1 A + 1 D 1 N Nach der Kombination der Stoffe A und D beginnt die Reaktion und es stellt sich ein Gleichgewicht ein. Äusserst ungünstig wäre es, wenn das dynamische GG auf der linken Seite liegen würde, denn dann würde nur wenig Produkt entstehen. Günstig wäre es, wenn das GG rechts liegt, dann erhält man bei der Reaktion viel Produkt. Es bleiben nur wenige Edukte übrig.

Produktion von Nylon


Aufgabe Im Gleichgewicht soll für die Nylon-Reaktion 1 A + 1 D 1 N die Konzentration von c(A) = 0.124 mol/L sein und für D sinnvollerweise auch c(D) = 0.124 mol/L. Die Nylonkonzentration c(N) ist im Gleichgewicht 0.076 mol/L. a) Stellen Sie das MWG auf und berechnen Sie K. b) Auf welcher Seite liegt das Gleichgewicht? Begründen Sie. c) Unter Zuhilfenahme der Konzentration der Stoffe A, D und N im Gleichgewicht und des erhaltenen Wertes für K soll der bereits gelesene Satz aus der Einfüh-rung zur Nylonherstellung kritisch beurteilt werden. Nach der Kombination der Stoffe A und D beginnt die Reaktion und es stellt sich ein Gleichgewicht ein. Äusserst ungünstig wäre es, wenn das dynamische GG auf der linken Seite liegen würde, denn dann würde nur wenig Produkt entstehen. Günstig wäre es, wenn das GG rechts liegt, dann erhält man bei der Reaktion viel Produkt. Es bleiben nur wenige Edukte übrig. d) Starten Sie eine Nylonreaktion mit 0.3 mol/L A und 0.3 mol/L D. Welche Kon-zentration errechnet sich für Nylon, A und D im Gleichgewicht, wenn K = 5 ist. Anleitung/Hilfe:

Edukte mol/L Produkte mol/L Start 0.3 0

im Gleichgewicht 0.3 - x x Setzen Sie ein und arbeiten Sie mit der Solverfunktion des Taschenrechners.


DER GROSSE HOLZAPFELKRIEG

Wir wollen das Konzept des chemischen Gleichgewichts durch eine auf den ersten Blick scheinbar weit hergeholte, aber tatsächlich mathematisch korrekte Analogie einführen. Man stelle sich einen Holzapfelbaum vor, der auf der Grenzlinie zwischen zwei Gärten steht; in dem einen wohnt ein verschro-bener alter Mann und in dem anderen ein Vater, der seinem Sohn aufgetragen hat, hinauszugehen und den Garten von Holzäpfeln zu reinigen. Der Junge merkt schnell, daß man die Holzäpfel am einfachsten dadurch los wird, daß man sie in den Nachbargarten wirft. Er tut es und erregt den Zorn des alten Mannes. Jetzt beginnen der Junge und der Mann Holzäpfel hin und her über den Zaun zu werfen, so schnell sie können. Wer wird gewinnen?

Die Schlacht läuft in fünf Phasen ab, wie in den fünf Graphiken gezeigt ist. Wenn man annimmt, daß der Junge stärker und schneller ist als der alte Mann, könnte man meinen, daß der Konflikt damit endet, daß alle Äpfel auf der Seite des alten Mannes landen (Phase I und II). Wenn sich auf beiden Seiten des Zauns die gleiche Anzahl von Äpfeln befindet, ist es zwar richtig, daß der Junge die Äpfel schneller über den Zaun werfen wird, als sie der alte Mann zurück-werfen kann. Aber das heißt nur, daß mehr Äpfel auf der Seite des alten Man-nes sein werden, die dann leichter zu erreichen sind. Auf der Seite des Jungen werden sie rarer, und der Junge muß mehr herumrennen, um sie aufzuheben. Schließlich wird ein Gleichstand oder ein Gleichgewicht erreicht, in dem die gleiche Anzahl Äpfel in beiden Richtungen über den Zaun fliegt. Der alte Mann wirft weniger schnell, hat aber geringere Mühe, Äpfel zu finden (Phase III); der Junge wirft schneller, verliert aber Zeit dadurch, daß er herumrennt und die wenigen Äpfel auf seiner Seite sucht (Phase IV). Das Verhältnis der Äpfel auf den beiden Seiten des Zaunes wird schließlich durch die relative Geschwindig-keit der beiden Kämpfer bestimmt, doch werden nicht alle Äpfel auf einer Seite landen (Phase V). Wir können die Geschwindigkeit, mit der der alte Mann die Äpfel wirft, ausdrücken durch

GeschwindigkeitM = kMcM

Die Geschwindigkeit wird gemessen in Äpfel pro Sekunde über den Zaun, und cM ist die Konzentration der Äpfel auf der Seite des Mannes, ausgedrückt in Äpfel pro Quadratmeter Boden. Die Geschwindigkeitskonstante kM hat die Einheit m2�s-1:

GeschwindigkeitM = kM�cM

⋅=

2

2

mÄpfel

sm

sÄpfel

Der Wert von kM drückt die Behendigkeit des alten Mannes aus und seine Geschwindigkeit, mit der er das Gebiet auf seiner Seite des Zauns unter Kon-trolle hat. Die Geschwindigkeit, mit der der Junge die Äpfel über den Zaun zurückwirft, ist gegeben durch

GeschwindigkeitB = kB�cB

⋅=

2

2

mÄpfel

sm

sÄpfel

wobei cB die Konzentration der Äpfel irn Garten des Buben ist und kB die Geschwindigkeitskonstante oder Behendigkeitskonstante, die angibt, wie schnell der Junge auf seiner Seite des Zauns aufräumt. Da wir angenommen haben, daß der Junge schneller ist als der Mann, ist kB größer als kM.

Wenn der Junge seinen Garten völlig von Äpfeln gereinigt hätte, bevor der alte Mann herausgekommen wäre, dann wäre die GeschwindigkeitM zu Beginn der Schlacht größer gewesen als die GeschwindigkeitB, und es hätte insgesamt einen Strom von Äpfeln auf die Seite des Jungen gegeben. Seine Behendigkeit würde ihm nichts nützen, wenn es keine Äpfel auf seiner Seite gäbe, die er aufheben könnte. Wenn umgekehrt die Schlacht mit der gleichen Konzentrati-on von Äpfeln auf jeder Seite begonnen hätte, dann wäre die GeschwindigkeitB größer gewesen als die GeschwindigkeitM, weil die Behendigkeitskonstante kB größer ist als kM. Wenn beiden die gleiche Anzahl von Äpfeln zur Verfügung steht, ist der Junge immer besser dran als der alte Mann, da er schneller umher-rennen kann. In beiden Fällen würde ein neutraler Beobachter zu seiner Über-raschung feststellen, daß die Schlacht schließlich in einer Patt-Situation oder in einem Gleichgewicht endete, in dem GeschwindigkeitM = GeschwindigkeitB, ist, an einem Punkt also, an dem die zusätzlichen Äpfel auf der Seite des alten Mannes gerade die zusätzliche Behendigkeit des Jungen kompensieren. Die Geschwindigkeiten, mit denen Äpfel in beiden Richtungen über den Zaun geworfen würden, wären dieselben:

GeschwindigkeitM = GeschwindigkeitB

kM�cM = kB�cB Das Verhältnis der Konzentrationen bei diesem Stillstand oder in diesem

stationären Zustand gibt uns die relativen Behendigkeiten des Mannes und des Jungen an:

M

B

B

M

kk

cc

=


Aussagen

• Chemische Reaktionen sind umkehrbar. Sie verlaufen nicht einfach von den Edukten zu den Produkten, sondern auch in umgekehrte Richtung. Man schreibt Edukte Produkte Die Äpfel fliegen von links nach rechts und umgekehrt.

• Chemische Reaktionen werden als dynamisches Gleichgewicht beschrie-ben, wenn genauso viele Stoffe gebildet werden, wie wieder zerfallen. Ab einem gewissen Zeitpunkt fliegen genauso viele Äpfel von links nach rechts wie von rechts nach links.

• Ist das Gleichgewicht erreicht, ändert sich die Konzentration der Stoffe nicht mehr, jedoch läuft die Reaktion ständig weiter. Nach Erreichen des Gleichgewichts bleibt die Anzahl der Äpfel links wie auch rechts kon-stant. Sie ändert sich nicht mehr, obwohl ständig Äpfel hin- und herflie-gen.

• „Gleichgewicht“ bedeutet NICHT, dass die Konzentration der Edukte und Produkte identisch, also „im Gleichgewicht“ ist. Gleichgewicht = keine Än-derung der Stoffkonzentrationen. Die Anzahl der Äpfel auf der linken und rechten Seite ist völlig verschieden.

In der Analogie sind A und C die Äpfel auf der Seite des Man-nes bzw. des Jungen, und die chemische Reaktion entspricht demWerfen der Äpfel von einer Seite auf die andere.

Jeder chemische Prozeß ist auf der molekularen Ebene reversi-bel. Wenn A-Moleküle in C-Moleküle umgewandelt werden können, dann müssen auch C- Moleküle in der Lage sein, in A-Moleküle überzugehen, wenn auch vielleicht mit unterschiedlicher Geschwin-digkeit. Wenn kH und kR die Geschwindigkeitskonstanten für Hin-

bzw. Rückreaktion sind, dann gilt wie in der Holzapfel-Analogie:

Geschwindigkeit der Hinreaktion = Geschwindigkeitskonstante der Hinreaktion � Konzentration der Reaktanden

vH = kH� cA

Geschwindigkeit der Rückreaktion = Geschwindigkeitskonstante der Rückreaktion � Konzentration der Produkte

vR = kR� cC

Anstelle der Einheiten Äpfel pro Quadratmeter messen wir die Molekülkonzentrationen in Moleküle pro Kubikzentimeter oder bequemer in Mol pro Liter. Wenn man die Gesamtreaktionsge-schwindigkeit in Mol reagierende Substanz pro Sekunde ausdrückt, dann erhalten die Geschwindigkeitskonstanten die Einheiten Liter pro Sekunde.

Wieder beschreiben die Geschwindigkeitskonstanten, wie schnell die Hin- und Rückreaktionen "das Territorium beherrschen", das die Moleküle einnehmen.

Wenn die Hin- und Rückreaktionen lange genug abgelaufen sind, wird das Verhältnis der Konzentrationen von A und C einen bestimmten Wert annehmen, der nicht von den Ausgangsbedingun-gen oder der absoluten Zahl der vorhandenen Moleküle A und C abhängt. Das Gleichgewicht ist erreicht, in dem sich Hin- und Rückreaktionen genau die Waage halten:

GeschwindigkeitH = GeschwindigkeitR

R

H

A

C

kk

cc

K ==

Gleichgewicht bedeutet nicht, daß die chemische Aktivität auf-

gehört hat, sondern nur, daß Hin- und Rückreaktion mit derselben Geschwindigkeit ablaufen, so daß sich die Mengen von Reaktand und Produkt nicht mehr ändern.

(modifiziert nach Dickerson/Geis CHEMIE-eine lebendige und anschauliche Einführung)

Das Verhältnis der Äpfel in den beiden Gärten wird, wenn die Patt-Situation erreicht ist, unabhängig von den Ausgangsbedingun-gen immer dasselbe sein - gleichgültig ob zu Beginn alle Äpfel in dem Garten des Jungen oder des Mannes lagen oder zwischen den beiden aufgeteilt waren. Das Verhältnis der Äpfel in den beiden Gärten im Zustand des Gleichgewichts wird auch dasselbe sein, unabhängig davon, wie viele Äpfel es gibt - ein Dutzend oder tau-send (solange wir Ermüdungserscheinungen ausschließen können). Eine Verdopplung der Zahl der Äpfel in der Schlacht verdoppelt die Geschwindigkeit, mit der der Junge sie finden und werfen kann, doch sie verdoppelt auch die Geschwindigkeit, mit der der Mann sie zurückwerfen kann. Die beiden Effekte heben einander im Verhält-nis auf.

Ein solches Verhältnis, das unabhängig von den Ausgangsbe-dingungen und von den absoluten Zahlen ist, wird Gleichgewichts-konstante K genannt:

M

B

B

M

kk

cc

K ==

Wenn wir den Wert der Gleichgewichtskonstante kennen, ent-

weder aus vergangenen Schlachten oder durch Kenntnis der Behen-digkeitskonstanten kM und kB, dann können wir, wenn die Patt-Situation erreicht ist, bestimmen, wie viele Äpfel auf der Seite des alten Mannes sind, indem wir die Äpfel auf der Seite des Jungen zählen und einfache Arithmetik anwenden.

Beispiel. Der Junge säubert sein Gebiet doppelt so schnell wie der alte Mann. In der Patt-Situation liegen im Garten des Jungen drei Äpfel pro Quadratmeter. Wie groß ist die Apfeldichte auf der Seite des alten Mannes? Aus den Bedingungen folgt:

232 −⋅=⇒=== mÄpfelckk

cc

K BM

B

B

M

Dann ist cM = 6 Äpfel�m-2

Der alte Mann hat im Gleichgewicht sechs Äpfel pro Quadratmeter auf seiner Seite.

Die Patt-Situation ist ein Gleichgewicht zwischen zwei einander entgegen gerichteten Apfelwerf-Prozessen. Offensichtlich hat im Gleichgewicht das Hin- und Herwerfen von Äpfeln nicht aufgehört, doch wenn wir über die Zahl der Äpfel auf beiden Seiten Buch führten, würden wir feststellen, daß sich nichts mehr änderte. Das wird durch die Patt-Situation in Phase V illustriert. Die Konzentrati-on der Äpfel auf beiden Seiten des Zauns wird sich nicht mehr ändern, bis der eine oder der andere Kämpfer ermüdet und langsa-mer wird.

Die Holzapfel-Analogie ist eine mathematisch korrekte Behand-lung der einfachen Reaktion, bei der eine Substanz in eine andere

übergeht: A C oder A → C und C → A


3.1.4.3 Drill&Practice Reaktionsgeschwindigkeit und MWG

1. Die Reaktionsgeschwindigkeit der Hin- und Rückreaktion einer Reaktion A2 +

B2 2 AB ist abhängig von den jeweiligen Konzentrationen der Edukte bzw.

der Produkte. a) Notieren Sie die Geschwindigkeitsausdrücke für die Hin- und für die Rückre-

aktion. b) Geben Sie die Stoffe A2 und B2 zusammen und lassen Sie reagieren. Im Ver-

lauf der Reaktion bis zum Erreichen des Gleichgewichts ändern sich die Kon-zentrationen, also muss sich zwangsläufig auch die Reaktionsgeschwindigkeit ändern [siehe a)]. Zeichnen Sie graphisch den Verlauf der Änderung der Konzentration der Edukte und Produkte in einem Konzentrations/Zeit-Diagramm. Zeichnen Sie den Verlauf der Änderung der Reaktionsgeschwindigkeit der Hin- und Rückreaktion in einem Reaktionsgeschwindigkeits/Zeit-Diagramm. Zeichnen Sie halbquantitativ (nimmt zu, nimmt ab, bleibt konstant). Tragen Sie die Zeit auf der x-Achse ein.

2. Die Gleichgewichtskonstante K ist keine Naturkonstante. Sie ist variabel. Von was ist sie abhängig?

3. Eines der am besten untersuchten Gleichgewichte ist das Jodwasser-stoffgleichgewicht H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)

Bei den Untersuchungen wurden genau abgemessene Mengen an Wasserstoff und Iod zur Reaktion gebracht und bei einer bestimmten Temperatur die Kon-zentrationen aller Komponenten im Gleichgewicht bestimmt. Das gleiche wurde in Parallelversuchen ausgehend von einer genau abgemessenen Menge Iodwas-serstoff gemacht. Bei 700 K ergaben sich folgende Werte:

Gleichgewichtskonzentrationen

Versuchsnummer c(HI) mol·L-1

c(I2)

mol·L-1

c(H2)

mol·L-1 Bildung von Iodwasserstoff

1 17.67 · 10-3 3.13 · 10-3 1.83 · 10-3 2 16.48 · 10-3 1.71 · 10-3 2.91 · 10-3 3 13.54 · 10-3 0.74 · 10-3 4.56 · 10-3

Zerfall von Iodwasserstoff 4 3.54 · 10-3 0.48 · 10-3 0.48 · 10-3 5 8.41 · 10-3 1.14 · 10-3 1.14 · 10-3

a) Berechnen Sie in allen Versuchen die Gleichgewichtskonstante K. b) Was lässt sich aus den Rechnungen erkennen.

4. Beim Erhitzen von 22.37 · 10-3 mol Wasserstoff und 5.22 · 10-3 mol Iod auf 721 K tritt ein Gleichgewicht ein, wenn sich 10.2 · 10-3 mol HI gebildet haben. Berechnen Sie die Gleichgewichtskonstante K.


Einfluss der Temperatur GF KME Dinter 122

3.2 Die Beeinflussung von Chemischen Gleichgewichten

3.1.5 Einfluss der Temperatur Der Einfluss der Temperatur auf das Stickstoffdioxid-Gleichgewicht zeigt eine typische Gleichgewichtsverschiebung.

Stickstoffdioxid/Distickstofftetraoxid-Gleichgewicht

Was passiert in diesem Beispiel mit K bei Temperaturerhöhung? Was passiert in diesem Beispiel mit K bei Temperatursenkung? Die Beobachtung, dass von aussen zugeführte Wärme, zum Teil aufgenommen wird um dem Zwang auszuweichen, veranlasste 1884 den französischen Chemiker Henry Louis Le Châtelier, das nach ihm benannte Prinzip, dass qualitativ für alle Gleich-gewichte gilt, zu formulieren.

Cobaltkomplex-Gleichgewicht 2. Beispiel für den Temperatureinfluss auf Gleichgewichte [Co(H2O)6]2+ + 6 Cl- [CoCl6]4- + 6 H2O

Prinzip von Le Châtelier = Flucht vor dem Zwang Jede Störung eines chemischen Gleichgewichts durch die Änderung der äusse-ren Bedingungen führt zu einer Verschiebung des Gleichgewichts, die der Stö-rung entgegenwirkt.

Einfluss der Temperatur GF KME Dinter 123

Die Chemie der Halogenlampe: Temperatureinfluss auf Gleichgewichte

Glühfäden moderner Glühlampen und Halogenlampen bestehen u.a. aus Wolfram. Waren Glühlampen einige Zeit in Betrieb, so kann man am Glas eine Schwärzung feststellen, bis die Lampe schliesslich kaputtgeht. Die Schwärzung ist bei einer Temperatur des Glühfadens von ca. 2500 K auf sublimierendes Wolfram zurückzuführen, das an der rel. kalten Glaskugel resublimiert.

W (s) W (g) Halogenlampen zeigen diese Schwärzung nicht. Sie halten wesentlich länger, obwohl die Temperatur des Glühfadens bei ca. 3000 K liegt, die Lichtausbeute somit höher ist. Halogenlampen sind mit etwas Iod (Ha-logen) und Sauerstoff gefüllt. Zusammen mit dem Wolfram des Glühfa-dens stellt sich vereinfacht ein Gleichgewicht mit dem gasförmigen, nicht resublimationsfähigen(!) Wolframdioxiddiiodid ein.

W (g) + O2 (g) + I2 (g) WO2I2 (g) exotherm

Aufgabe Zeichnen Sie in die Graphik ein, was in der Glühlampe und was in der Halogenlampe passiert. Wo sind die Unterschiede?

• Voraussetzung: Glühdraht relativ heiss, Glasköper relativ kalt • Spekulieren Sie nicht wild, sondern arbeiten Sie mit dem Einfluss der

Temperatur auf Gleichgewichte!

Glühlampe Halogenlampe

Tem-pera-tur (K)

Licht-aus-beute (%)

Lebens-dauer (h)

relative Licht-ausbeu-te (%)

Glü

h-la

mpe

2400 2600 2800

1.4 2.1 3

1200 40 2

100%

Hal

ogen

-la

mpe

3000 >3 2000 120%

Einfluss der Konzentration GF KME Dinter 124

)Cl(c)])OH(Co([c)OH(c)]CoCl([c

K−+

−

⋅⋅

=62

62

2

64

6

3.1.6 Einfluss der Konzentration Cobaltkomplex-Gleichgewicht [Co(H2O)6]2+ + 6 Cl- [CoCl6]4- + 6 H2O

# Konzentrationsänderung

per Experiment Farbveränderung per Experiment

GG-Verschiebung Interpretation

K Behauptung

1.

2.

3.

Theoretische Erläuterung der Phänomene Das System wirkt den äusseren Störungen entgegen. Die Zugabe von Chlorid (#1) führt zu einem Verbrauch der Chloridionen. Der Ent-zug (#3) führt zu einer Nachbildung. Die Gleichgewichte verschieben sich. Das Gleiche ist für die Komponente Wasser zu erkennen (#2). Die Zugabe von Wasser führt zu einem Verbrauch von Wasser, das GG verschiebt sich. Obwohl sich das Gleichgewicht verschiebt, ändert sich die Gleichgewichtskonstan-te (K) nicht. Ist das ein Widerspruch? Hier hilft nur eine mathematische Betrachtung weiter. Die Zugabe einer Kompo-nente z.B. Cl- würde zu einer Erniedrigung des Wertes für K führen, da Cl- im Nenner steht (siehe unten #1). Das System versucht jetzt durch die Veränderung der Konzentrationen sämtlicher beteiligter Stoffe, das durch Zugabe einer Kom-ponente erzeugte Ungleichgewicht wieder ins Lot zu bringen, so dass der ur-sprüngliche Wert der Gleichgewichtskonstanten wieder hergestellt wird. Das Gleichgewicht verschiebt sich in diesem Fall gegen rechts, das bedeutet, dass die Konzentrationen der Produkte erhöht und die der Edukte gesenkt werden, also auch die des zugegebenen Cl- gesenkt wird. Zeichnen Sie die Konzentrationsveränderungen für jeden Stoff für #1, #2 und #3 mit Pfeilen ein: (↑ Konzentrationserhöhung, ↓ Konzentrationserniedrigung)

Die Gleichgewichtskonstante verändert sich nicht, wie es im Fall der Temperaturverände-rung beschrieben wurde. Die Gleichgewichtskonstante K ist abhängig von der Temperatur aber unabhängig von der Kon-zentration der beteiligten Stoffe. Durch die Veränderung der Konzentrationen sämtlicher

beteiligter Stoffe bleibt K konstant.


K−+

−

⋅⋅

=62

62

2

64

6


K−+

−

⋅⋅

=62

62

2

64

6

Störung = Konzen-trations-änderung

nachträgliche Änderung der Konzentrationen durch GG-Verschiebungen

#1

#2

#3

Einfluss des Drucks GF KME Dinter 125

3.1.7 Einfluss des Drucks Druckänderungen haben nur bei Gasen eine beobachtbare Wirkung.

Mineralwasserflasche

3.1.7.1 Haber-Bosch Verfahren

Ziel: Durchdenken des Einflusses von Temperatur, Konzentration und Druck für ein wichtiges industrielles Verfahren.

Ammoniak

Ammoniak NH3 ist eine der bedeutendsten Chemikalien der

Grosschemie mit einer Produktionskapazität von etwa 100 Mio Tonnen weltweit. 75 Mio Tonnen werden für die Düngemittel-produktion eingesetzt, der Rest findet Verwendung für Kunst-stoffe, Farbstoffe, Medikamente, Pflanzenschutzmittel, in der Textilveredelung und im Haushalt in Form von Ammoniakwasser zu Reinigungszwecken.

In der Tat brauchen alle Pflanzen neben ein paar Salzen das Element Stickstoff, das sich vornehm-lich in Proteinen wiederfindet. Die Pflanze kann nicht direkt den Luftstickstoff verarbeiten, da

der energetische Aufwand zum Lösen der Dreifachbindung zu

gross ist. Stickstoff kann nur in Form von Nitrationen NO-3,

Ammoniumionen NH+4 oder als Harnstoff H2N-CO-NH2 aufge-

nommen werden. Pflanzen sind somit auf Düngung durch Mist, Jauche oder Kompost angewiesen. Eine Ausnahme bilden die Leguminosen (z.B. Sojabohne oder Klee), die in Symbiose mit Knöllchenbakterien (Rhizobien) leben. Hier wird der Luftstick-stoff der Pflanze als Ammonium-Ion oder Nitrat-Ion mit Hilfe der Bakterien zugänglich gemacht. "Als Prinzip des Ackerbaus muss angesehen werden, dass der Boden in vollem Mas-se wieder erhält, was ihm genommen wurde" formulierte 1840 der deutsche Che-miker Justus von Liebig, der damit den Grundstein für eine intensive Nutzung von landwirtschaftlichen Flächen mit Hilfe der Düngung legte. Synthetische Düngemittel erlaubten eine bedeutende Steigerung der Ernteerträ-ge und legten den Grundstein zu ausreichender Ernährung und Wohlstand. Eine andere historisch wichtige Verwendungsmöglichkeit für Ammoniak ist die Herstellung von Sprengstoffen und des Raketentreibstoffs Nydrazin H2N-NH2.

Die Sprengstoffproduktion und die Düngemittelproduktion sind also stark mitei-nander verwoben.

R NH

R

O

Ammoniak

Harnstoff Salpetersäure

knitterfreieTextilien

nassfestes Papier

Erdölverarbeitung

Kunststoffe,Schaumstoffe

Futtermittel

Düngemittel

Schädlings-bekämpfungsmittel

Synth. Fasern,Kunststoffe

Klebemittel

Filme

Metallbearbeitung

Arzneimittel

Farbstoffe

Lackkunstharze

Nitrate

Düngemittel

Sprengstoff

Raketenantriebs-stoffe

Nitrocellulose

Nitrolacke

Kunststoffe

Kunstseide

Soda

Farbstoffe

Unkraut-bekämpfungsmittel

Düngemittel

Fasern,Kunststoffe

Kältemittel

Ammoniumsalze

CH3

NO2

NO2

O2N

Trinitrotoluol (TNT)

NO3

O3NNO3

Glycerin-trinitrat (Nitroglycerin)


Gleichgewichte lassen sich nach dem Prinzip von Le Châtelier durch Temperatur, Konzentration und Druck beeinflussen. K ändert sich langfristig nur bei Temperaturänderung.

Zu Beginn des 20. Jahrhunderts überstieg der Bedarf an Stickstoffdünger bei weitem die natür-lich vorkommenden Lager an Salpeter (NaNO3) in Chile (sog. Chilesalpeter). Deshalb wurde die

Nutzbarmachung des Luftstickstoffs weltweit als vordringlich angesehen. Zwischen 1904 und 1910 erarbeitete der deutsche Chemiker Fritz Haber (Nobelpreis 1919) ein Verfahren zur Reak-tion von Stickstoff und Wasserstoff zu Ammoniak. Das Verfahren ist erstaunlich wenig energie-intensiv und wird bis heute angewandt. 1913 wurde mit Hilfe des Ingenieurs Carl Bosch (Nobel-preis 1931) die erste grosstechnische Anlage zur Synthese bei der BASF errichtet. Dazu musste von Grund auf die für das Ammoniaksyntheseverfahren notwendige Hochdrucktechnologie entwi-ckelt werden. Die Person Fritz Haber ist und bleibt umstritten. Neben der Bekämpfung des Ernährungsproblems wird ihm die Vorbe-reitung und Durchführung des Ersten Weltkrieges als Motivation seiner Forschungen unterstellt: ohne Ammoniak keine Nitrate, ohne Nitrate keine Sprengstoffe. Viele Nobelpreislaureaten lehnten 1919 den Empfang des Preises ab, da 1915 der Einsatz von Giftgas (Chlor und Phosgen) in Flandern unter Habers Leitung stand. Zur Zahlung der Reparationen nach dem ersten Weltkrieg versuchte er ohne Erfolg, den geringen Goldgehalt des Meerwassers zu nutzen. Tragisch für ihn als patriotischen Deutschen und Juden war die Emigration 1933 nach England. Haber beeinflusste durch seine hervorragenden Arbeiten auf dem Gebiet der physikalischen Chemie die gesamte che-mische Wissenschaft.

Kontaktofen mit Eisen-Katalysator


3.1.7.2 Drill&Practice Prinzip von LeChâtelier

1. Weshalb stellt sich ein Gleichgewicht nur in einem geschlossenen System ein?

Ein geschlossenes System ist z.B. ein Kolben, aus dem nach Mischung aller Komponenten keine Stoffe entweichen können und keine hinzukommen, was besonders bei gasförmigen Produkten einen Rolle spielt.

2. Warum ist die Ammoniaksynthese ein offenes System, bei dem sich praktisch nie ein Gleichgewicht einstellt?

3. Sauerstoff wird in den Lungen an das Eiweiss Hämoglobin (Hb) gebunden und zu den Muskeln transportiert. Auch dies ist eine Gleichgewichtsreaktion. O2 (g) + Hb(aq) HbO2 (aq)

Versuchen Sie zu ergründen, was es mit der "Höhenkrankheit" auf sich hat. Hierbei kommt es ab etwa 4000 müM zu Atemnot und Übelkeit wegen Sauer-stoffunterversorgung.

4. Von der Bauindustrie wird Ihnen die Aufgabe gestellt eine Anlage für das Brennen von Kalk (CaCO3) zu erstellen, die das Produkt Calciumoxid (CaO) als Grundlage für

Mörtel verwendet. Die Reaktion soll möglichst zu 100% ablaufen. Betrachten Sie die Reaktion unter sämtlichen Aspekten des Prinzips von Le Châtelier. Welche Bedingungen würden Sie wählen? CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g) endotherm

5. Das Iodwasserstoffgleichgewicht erreicht bei 721 K einen K-Wert von 50.2. Die dazugehörigen Konzentrationen: HI = 10.2 · 10-3 mol·L-1, I2 = 1.2 · 10-4

mol·L-1, H2 = 0.01727 mol·L-1.

H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g) exotherm

Stören Sie das Gleichgewicht durch Zugabe von 0.1 mol·L-1 H2.

a) Berechnen Sie die neue Gleichgewichtskonstante die dadurch (direkt nach der Störung) entstanden ist.

b) Wie und warum reagiert das System auf diese Störung (ganz allgemein)? c) In welche Richtung wird das GG als Reaktion auf die Störung verschoben? d) Wie ändern sich die Konzentrationen der einzelnen Komponenten (keine

Zahlen sondern nur qualitativ)? e) Geben Sie die Gleichgewichtskonstante nach erneuter Gleichgewichtsein-

stellung an. f) Wie verändert sich die Reaktionsgeschwindigkeit der Hin- und Rückreak-

tion nach Zugabe von H2?

g) Zeichnen Sie nach logischen Gesichtspunkten in ein Geschwindigkeits-Zeit-Diagramm die Störung durch Zugabe von H2 und die nachfolgende

Veränderung der Geschwindigkeit der Hin-Reaktion ein. Dabei kommt es nicht auf die Zahlen an, sondern auf die prinzipiellen Veränderungen.


Definition von Säuren und Basen nach Brønsted GF KME Dinter 128

4 Säuren und Basen In jedem sauberen und ordentlichen Haushalt wimmelt es bekanntermassen vor Chemikalien, die uns den Dreck und die Bakterien vom Leib halten. Hin und wieder muss man seine Kaffeemaschine mit Essigsäure, Citronensäure oder einem kom-merziellen Produkt (15%ige wässrige Amidosulfonsäurelösung = Durgol/Potz) ent-kalken. Das Bad wird mit einem Allzweckreiniger gesäubert, die Toilette mit einem sauren oder basischen WC-Reiniger, der auch noch die Bakterien killt. Fettsprit-zer in der Küche entfernt man am besten mit einem nach Ammoniak riechenden basischen Fettlöser. Sollte mal ein Abflussrohr verstopft sein, bedient man sich eines stark basischen Rohrreinigers. Kurzum, in einem chemischen Praktikum müsste man Schutzbrille und Handschuhe tragen, wenn man Versuche mit diesen Substanzen durchführen wollte. Haushaltschemikalien sind sehr hilfreich, sie sollten aber auf das absolut notwen-dige Mass reduziert werden.

4.1.1 Definition von Säuren und Basen nach Brønsted

4.1.1.1 Leitfähigkeitsmessung

Mit Hilfe von Leitfähigkeitsmessungen lassen sich Aussagen zur Art der vorlie-genden Teilchen bei Säuren und Basen in wässrigen Lösungen machen. Wie beim Thema Salze definiert wurde, ist eine Lösung dann elektrisch leitend, wenn frei bewegliche Ladungsträger existieren, seien es Elektronen (in Metallen) oder Ionen (in wässrigen Lösungen). Im nachfolgenden Beispiel wird HCl-Gas in Wasser einge-leitet und die Leitfähigkeit bestimmt. Fällungsreaktionen dienen zum Nachweis der denkbaren Ionen.

Leitfähigkeit von reinem Wasser, einer wässrigen HCl-Lösung

Woher kommen die Ionen? Was sind das für Ionen? Mögliche Reaktionen Welche der beiden Gleichgewichte ist richtig? Beantworten lässt sich die Frage durch Nachweisreaktionen der neu entstandenen Teilchen.

Haushaltschemikalien


Das Lösen von HCl Gas in Wasser hat eine chemische Reaktion zur Folge. Wird HCl-Gas in Wasser gelöst, so werden Protonen der HCl Moleküle auf Wassermoleküle übertragen. Dadurch entstehen Oxoniumionen (alt Hydronium-ionen) und Chloridionen. Teilchen die H+-Ionen abgeben können, werden als Säuren bezeichnet.

Das Lösen von NH3 Gas in Wasser hat eine chemische Reaktion zur Folge.

Wird NH3-Gas in Wasser gelöst, so werden Protonen der H2O Moleküle auf NH3-

Moleküle übertragen. Dadurch entstehen Ammoniumionen und Hydroxidionen.

Teilchen die H+-Ionen aufnehmen können, werden als Basen bezeichnet.

Nachweisreaktion der vorhandenen Ionen nach Einleiten von HCl-Gas in Wasser Zugabe von AgNO3-Lösung

Zugabe von FeCl3-Lösung

Interpretation aus den Leitfähigkeits- und Fällungsreaktion siehe rosa Blatt: Löslichkeit von Salzen in Wasser

Leitfähigkeit einer NH3-Lösung

Beobachtung:

Mögliche Reaktionen Nachweis von ______________-Ionen

Anstatt der noch weit verbreiteten Bezeichnung „Hydroniumion“ wird hier die modernere Bezeich-nung „Oxoniumion“ für das

H3O+ Ion verwendet.


Es ist zu unterscheiden zwischen a) der Alltagserfahrung "sauer" b) einer sauren Lösung im Becherglas c) dem Begriff "Säure", der sich auf einzelne Teilchen bezieht.

Teilchenebene oder Lösungsebene?

Leitfähigkeit von reiner Essigsäure und einer Essigsäurelösung Beobachtungen

Reaktionsgleichung Der Versuch mit reiner Essigsäure (ohne Wasser) und einer Essigsäurelösung (wässrige Lösung) führt zwangsläufig zu der Aussage, dass eine Säure eigentlich nur zu bestimmten Gelegenheiten, bei Anwesenheit eines Teilchens, das das H+-Ion aufnimmt, eine Säure ist. Die typische Alltagserfahrung "Zitronen sind sauer" ist dadurch zu erklären, dass Zitronensäure (ein Molekül) an das Wasser in der Zitrone das H+-Ion abgegeben hat, wodurch Citrationen und Oxoniumionen entstehen. Der saure Eindruck ent-steht durch die freien Oxoniumionen, die sich an Rezeptoren auf der Zungenober-fläche setzen. Die Alltagserfahrung "sauer" hängt immer mit der Anwesenheit von

H3O+-Ionen zusammen.

Es muss unterschieden werden zwischen einer Säure, die sich als Stoff in einem Becherglas oder einer Zitrone befindet und der Vorstellung über die Teilchen, die sich in dem Stoff befinden. Nachfolgend werden Säuren und Basen nur über den Teilchenbegriff definiert. Diese Unterscheidung ist in der nachfolgenden Säure-Base-Defintion nach Brønsted berücksichtigt. Die Definition bezieht sich auf Teilchen.

HO C COOH

H2C

H2C

COOH

COOH


4.1.1.2 Säure-Base-Begriff nach Brønsted

1923 wurde die noch heute gängige Definition für Säuren und Basen vom dänischen Chemiker Johannes Nikolaus Brønsted formuliert. Im gleichen Jahr wurde sie vom amerikanischen Chemiker G.N. Lewis erweitert (Lewis-Säuren und –Basen). Wegen der geringeren Anschaulichkeit und Griffigkeit der Lewis Theorie wird im Unter-richt nur die Brønsted Theorie verwendet.

Säure-Base-Reaktionen sind Protonenübertragungsreaktionen. Sie werden auch als Protolysen oder Protonenaustauschreaktionen bezeichnet.

Säuren Protonendonatoren

Säuren sind Stoffe, die Protonen an andere Substanzen (Basen) abgeben können. Eine Säure muss mindestens ein als Proton abspaltbares Wasserstoffatom aufweisen.

Basen Protonenakzeptoren

Basen sind Stoffe, die Protonen von anderen Substanzen (Säuren) aufnehmen können. Eine Base muss mindestens ein freies Elektronenpaar zur Bildung einer kovalenten Bindung mit einem Proton besitzen.

Ampholyte Protonendonatoren wie auch Protonenakzeptoren

Ampholyte sind Stoffe, die je nach Reaktionspartner ent-weder Protonen abgeben oder aufnehmen können. Die Teil-chen werden auch als amphotere Teilchen bezeichnet.

Korrespondierendes Säure-Base-Paar

Ein-Protonen-Austausch Zwei Teilchen, die sich nur um ein Proton unterscheiden.

Säure-Base Reaktionen sind ein ständiges Nehmen und Geben, ein Kommen und Gehen.


4.1.1.3 Korrespondierende Säure-Base-Paare

Aufgrund der Gleichgewichtszustände sind an jeder Säure-Base-Reaktion stets zwei Säuren und zwei Basen beteiligt: je eine Säure und Base auf der linken Seite der Gleichung und je eine auf der rechten Seite. Zu jeder Säure auf der einen Seite der Reaktionsgleichung gehört eine korres-pondierende Base auf der anderen Seite der Reaktionsgleichung. Beide Teilchen unterscheiden sich um ein Proton. Welches sind die korrespondierenden Säure-Base-Paare? HCl(aq) + H2O Cl-(aq) + H3O+ (aq)

NH3 (aq) + H2O NH+4 (aq) + OH- (aq)

HAc(aq) + H2O Ac-(aq) + H3O+ (aq)

4.1.1.4 Typische Charakteristika von Säuren und von Basen

• Säuren in wässrigen Lösungen können bei sog. Säure-Base-Indikatoren einen

Farbwechsel hervorrufen. Ein historisch relevantes, übereinstimmendes Merkmal von Säuren ist, dass sie den pflanzlichen Indikator "Lackmus" rot färben. Basen färben ihn blau. (Rotkrautsaft als Säure-Base-Indikator)

• Säuren wie auch Basen in wässrigen Lösungen können den elektrischen Strom leiten, da frei bewegliche Ladungsträger vorhanden sind.

• Säuren in wässrigen Lösungen greifen unedle Metalle wie z.B. Zink oder Mag-nesium an. Das Metall zerfällt in aquotisierte Ionen (Thema Redox-Reaktionen).

• Wässrige Lösungen von Basen fühlen sich seifig und glitschig an. • Säuren und Basen zu durchdenken heisst: den gleiche Sachverhalt von mehre-

ren Seiten betrachten.

Korrespondierende Säure-Base Paare

Säure Base Säure Base


4.1.1.5 Drill&Practice: Protolysen/korrespondierende SB-Paare

1. Erklären Sie mit dem Säure-Base Begriff nach BrØnsted, dass reine Essigsäu-

re keine Leitfähigkeit besitzt. Notieren Sie zuerst die Definitionen für Säu-ren, Basen, Protolyse, Leitfähigkeit und kommen Sie dann zur Erklärung.

2. Geben Sie die korrespondierenden Säure/Base Paare an. Bei amphoteren Teil-chen geben Sie beide Möglichkeiten an. (HCN = Blausäure / CN- = Cyanid-Ion, H2S = Schwefelwasserstoffgas / HS- =Hydrogensulfid-Ion)

H2O HSO-4 HS- HPO2-

4 K+ Br- CO2-3 HCN NH3 HNO3 OH-

3. Welches sind die Säuren und Basen bei der folgenden Lösung von Natriumpho-

sphat in Wasser (alle Informationen finden sich in der Reaktionsgleichung)? Notieren Sie „S“ für Säure und „B“ für Base. Zeichnen Sie auch die korres-pondierenden SB-Paare und die Protonenübergänge ein. Na3PO4 + H2O HPO2-

4 (aq) + 3 Na+ (aq)+ OH- (aq)

Sie sehen an dieser Aufgabe, dass das Salz Natriumphosphat Na3PO4 am bes-ten erst in die Ionen zerlegt wird, also in 3 Na+ und PO3-

4 , um in einem zweiten

Schritt den Protonenübergang vom H2O zum PO3-4 zu formulieren. Die Salze

werden formell grundsätzlich zuerst in die Ionen zerlegt. Das erspart viel Är-ger und Kopfzerbrechen.

4. Im Unterricht wurde im Anfangsexperiment zum Thema Säuren und Basen Chlorwasserstoffgas mit Hilfe von Schwefelsäure (flüssig) und festem Natri-umchlorid hergestellt. Das Chlorwasserstoffgas wurde in Wasser eingeleitet und anhand dieses Experiments die Theorie der Säuren und Basen erläutert. a) Stellen Sie die Reaktionsgleichungen der Reaktionen von Schwefelsäure

mit Natriumchlorid zu Chlorwasserstoffgas auf. Alle Angaben befinden sich im Text. Zerlegen Sie auch hier, wie in der vorigen Aufgabe die Salze zuerst in die Ionen. Wir haben hier noch eine kleine Besonderheit: die Schwefelsäure kann 2 Protonen abgeben. Geben Sie zuerst ein Proton ab und in einer zweiten Reaktionsgleichung das 2. Proton. (Im Moment lässt sich von Ihnen noch nicht interpretieren, warum nicht nur 1 Proton, son-dern 2 abgegeben werden sollten. Das kommt erst später bei den SB-Gleichgewichten. Daher erhalten Sie hier alle Angaben.)

b) Repetieren Sie kurz die Definitionen für Säuren und Basen und benennen Sie die einzelnen Teilchen in den Gleichungen mit S und B. Zeichnen Sie die Pfeile der Protonenübertragungen in die Gleichungen. Welche Teilchen sind Ampholyte?

c) Was sind die Voraussetzungen, damit ein Teilchen überhaupt eine Säure oder eine Base sein kann?

d) Formulieren Sie die obige Reaktionsgleichung, wenn man anstatt Natrium-chlorid Natriumiodid und anstatt Schwefelsäure Phosphorsäure genom-men hätte.

5. Was sind Säure-Base-Indikatoren und wozu benutzt man so etwas?


pH-Wert und die magische pH 7 GF KME Dinter 134

4.1.2 pH-Wert und die magische pH 7

4.1.2.1 Autoprotolyse und Ionenprodukt des Wassers

Es mag verwunderlich scheinen, aber selbst reines Wasser hat eine, wenn auch äusserst geringe elektrische Leitfähigkeit. Im Labor der KME konnte man dies bisher nicht messen, da die Messmethoden zu grob waren. Wie so oft erfährt der Unterrichtsstoff hier eine Erweiterung. Voraussetzung für Leitfähigkeit: Reaktionsgleichung: Die Leitfähigkeit eines Elektrolyten ist abhängig von der Konzentration der Ionen. Aus der experimentell gemessenen Leitfähigkeit von reinem Wasser konnte eine Konzentration für die Oxonium- und Hydroxid-Ionen berechnet werden: Problemstellung: Liegt das Gleichgewicht der Autoprotolyse des Wassers eher auf der linken oder eher auf der rechten Seite? Zur Beantwortung der Frage wäre der Wert für K sehr interessant. Ionenprodukt des Wassers = Kw

In reinem Wasser sind pro Liter 10-7 mol H3O+-Ionen und 10-7 mol OH--Ionen

vorhanden. Rein rechnerisch hiesse das, dass in ca. 556 Millionen Wassermolekülen

genau ein H3O+ und ein OH- Ion zu finden ist. Angenommen man mischt nach die-

sem Verhältnis einen hebräischen Buchstaben mit 556 Millionen lateinischen Buch-staben. Das vorliegende Skript bis hierher enthält 112.000 Buchstaben auf 134 Seiten. Legt man das Skript 4964 mal aneinander, was 431.893 Seiten entspricht, so würde sich unter dieser Anzahl von Buchstaben genau einmal der hebräische Buchstabe finden lassen. Die Anzahl der Hydroxid- und Oxoniumionen in reinem Wasser ist also verschwindend klein. Ist diese geringe Menge an H3O+-Ionen bzw. OH--Ionen überhaupt relevant oder

interessant?

Im menschlichen Blut findet man eine c(H3O+) von ca 4 · 10-8 mol·L-1. Ein Anstieg

auf über 4.5 · 10-8 mol·L-1 oder ein Abfall auf unter 3.5 · 10-8 mol·L-1 hat lebensbe-drohliche Folgen für den menschlichen Organismus. Kleine Effekte, grosse Wir-kung.

pH-Wert und pOH-Wert GF KME Dinter 135

Der pOH Wert ist der negative dekadische Logarithmus der OH--Ionenkonzentration.

Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus

der H3O+-Ionenkonzentration.

4.1.3 pH-Wert und pOH-Wert Der pH-Wert ist eine Umrechnung der Konzentration der Oxoniumionen. Er wurde 1909 durch den dänischen Biochemiker Peter Lauritz Sørensen einge-führt. Der pH-Wert erleichert die Überschaubarkeit der Oxoniumionenkonzent-rationen, die sich in einem enorm breiten Bereich bewegen können. Von praktischer Bedeutung in wässrigen Lösungen sind folgende c(H3O+):

Andere Konzentrationen sind zwar denkbar z.B. 100 mol·L-1 aber unrealistisch. Wie man sieht, bewegen sich die c(H3O+) in „Grössenordnungen“ von 100 bis 10-14,

also über 14 Zehnerpotenzen hinweg. Der dekadische Logarithmus beschreibt mathematisch eigentlich nur die Zehner-potenzen. Die Funktion ist unten graphisch dargestellt. Welcher pH-Wert errechnet sich, wenn die c(H3O+) = 1.5 · 10-6 mol·L-1 oder 0.8 ·

10-4 mol·L-1 oder 0.003 mol·L-1 ist?

Betrachten Sie die Reihe von c(H3O+) = 0.0025 mol·L-1/0.025 mol·L-1/0.25 mol·L-1

in der die Konzentration der Oxoniumionen immer verzehnfacht wird. Welche Aussage können Sie treffen? Neben dem pH-Wert existiert noch der pOH-Wert. Er ist in Analogie zum pH-Wert definiert.

lg(x)

x


Über das Ionenprodukt des Wassers gibt es einen festen Zusammenhang zwischen dem pH-Wert und dem pOH-Wert. Tragen Sie die Zahlen in die fehlenden Felder ein.

c(H3O+) mol·L-1 0.5

c(OH-) mol·L-1 0.0025

pH-Wert 7

pOH-Wert 1.5

c(H3O+) mol·L-1 1 0.1 0.01 0.001 .. 0.000‘000‘000‘000‘01

c(H3O+) mol·L-1 als

Zehnerpotenz-ausdruck

pH-Wert

Die pH-Skala gilt üblicherweise von 0 bis 14, da dort die für das System gemach-ten Annahmen und Vereinfachungen zutreffen. Rein rechnerisch sind negative pH-Werte und Werte oberhalb 14 möglich.

Der pH-Wert ist eine lösungsspezifische Grösse und ein Mass für die H3O+-

Ionenkonzentration, die ein bestimmter Stoff oder ein bestimmtes Stoffgemisch in einem Lösungsmittel (meist Wasser) erzeugt. Übersicht Tragen Sie korrekt ein: =7, >7, <7, =10-7, >10-7, <10-7

Bezeichnung saure Lösung neutrale Lösung basische (alkali-

sche) Lösung

c(H3O+) mol·L-1

pH

c(OH-) mol·L-1

pOH


4.1.3.1 Drill&Practice: Autoprotolyse und pH-Wert

1. Wie alle chemischen Reaktionen ist auch die Autoprotolyse von Wasser eine

Gleichgewichtsreaktion. Die Autoprotolyse ist endotherm. Behauptung: Die elektrische Leitfähigkeit von reinem Wasser ist temperaturabhängig. Was passiert mit der elektrischen Leitfähigkeit von Wasser, wenn die Temperatur erhöht wird? Nimmt sie zu, nimmt sie ab, oder bleibt sie gleich? Begründen Sie mit dem Prinzip von Le Châtelier.

2. Berechnen Sie die Gleichgewichtskonstante K für die Autoprotolyse des Was-sers.

a) Notieren Sie die Reaktionsgleichung und formulieren Sie K nach dem Massenwirkungsgesetz.

b) Was sind die Konzentrationen der Oxonium-ionen (alt Hydronium-ionen) und Hydroxidionen in reinem Wasser?

c) Wie ist der Wert für K, wenn die Konzentration des Wassers = 55.55 mol/L ist? Auf welcher Seite liegt das GG? Erscheint das Ergebnis logisch?

d) Wie hängt das Ionenprodukt des Wassers (Kw) mit der Gleichge-wichtskonstanten K zusammen? Notieren Sie den mathematischen Zusammenhang.

3. Wird reinem Wasser Säure (z.B. HCl-Gas) oder Base (z.B. NH3-Gas) zugege-

ben, so verändern sich die Mengen an H3O+-Ionen und OH--Ionen zwangsläu-

fig. Je mehr Ionen von der einen oder anderen Teilchenart vorhanden sind, um so saurer oder basischer ist die Lösung. Notieren Sie zur Verdeutlichung noch einmal kurz die Reaktionsgleichungen der beiden Vorgännge HCl plus Wasser

bzw. NH3 plus Wasser.

Da das Ionenprodukt des Wassers Kw eine Konstante ist (10-14 mol2·L-2), kann man leicht über Kw = c(H3O+) · c(OH-) aus einer vorliegenden c(H3O+) die da-

zugehörige c(OH-) errechnen. Eindeutig ergibt sich, dass bei steigender c(H3O+) die c(OH-) parallel dazu fällt.

Welche Hydroxidionenkonzentration ergibt sich, wenn die Konzentration der

Oxoniumionen (alt Hydroniumionen) = 0.035 mol·L-1 oder 1.54 . 10-12 mol·L-1 oder 9.64 . 10-6 mol·L-1 ist? (Rechnen Sie zur Übung der Taschenrechnerbe-dienung noch einmal nach!)

4. Wird reinem Wasser Säure (z.B. HF) und gleichzeitig Base (z.B. NaOH) in gleichen molaren Mengen zugegeben, so verändern sich die Mengen an H3O+-

Ionen und OH--Ionen nicht. Man spricht von einer Neutralisationsreaktion. Geben Sie die Neutralisationsreaktion an. (Schreiben Sie die Salze wieder als Ionen).

5. In wässrigen Lösungen sind bei 24 °C die pH-Werte 0; 1.5; 3.8; 5.02; 7.5; 12.3 angegeben. Berechnen Sie die Oxonium- und Hydroxidionenkonzentrationen und geben Sie die pOH-Werte an.

6. Berechnen Sie den pH-Wert der folgenden Lösungen. a) 0.001 mol·L-1 LiOH b) 0.02mol·L-1 HCl

c) 1 · 10-9 mol·L-1 HBr (Achtung! Gesunder Menschenverstand!)


Stärke von Säuren und Basen GF KME Dinter 138

4.1.4 Stärke von Säuren und Basen

4.1.4.1 Der pKs-Wert: Mass für die Säurestärke

Vergleicht man Säuren miteinander, so erkennt man, dass verschiedene Säuren "unterschiedlich stark sauer sind", also unterschiedliche Tendenzen aufweisen ihre Protonen abzugeben. Die in Autobatterien verwendete Schwefelsäure hat eine viel grössere Säurewirkung, als die in Apfelsaft vorkommende Apfelsäure (Hydroxybernsteinsäure). Die Leichtigkeit, mit der in einer Atombindung X-H das Proton abgespalten wird, wird in erster Linie durch die Elektronegativität und in zweiter Linie durch die Länge der Bindung, also durch die Grösse der Atome be-einflusst (Coulomb). Folgende Graphik gilt für identische Konzentrationen der Säuren oder Basen. Un-ter dieser Voraussetzung verwundert es nicht, dass Säuren, die eine hohe Ten-denz haben, ihr Proton abzugeben auch einen niedrigeren pH-Wert in einer wäss-rigen Lösung erzeugen, da mehr H3O+-Ionen gebildet werden.

Wie in den Naturwissenschaften üblich, versucht man jetzt Säurestärken bzw. Basenstärken miteinander zu vergleichen. Da in den meisten Fällen absolute Mess-werte nicht zugänglich sind, verwendet man Bezugspunkte. Im Fall der Säuren und Basen wird der Ampholyt Wasser als Bezugssystem gewählt.

Ks-Wert: Gleichgewicht der Reaktion einer Säure mit Wasser

Leitfähigkeitsmessung einer wässrigen Essigsäurelösung und einer

Salzsäurelösung (beide Konzentrationen 0.1 mol·L-1)

Beobachtung: Vergleich der Reaktionen


pKs = -lgKs = Protonenabgabebereitschaft = Säurekonstante = Mass für die Säurestärke

Ks-Wert

Die Lage des Gleichgewichts einer Säure mit Wasser wird mit Hilfe des Massen-wirkungsgesetzes beschrieben. Voraussetzung: Es sollen nur verdünnte Lösungen betrachtet werden, d.h. die Konz. sollte 0.1 mol·L-1 nicht überschreiten. Die Konz.

von Wasser kann dann als konstant angesehen werden (55.56 mol·L-1)

pKs-Wert

Die Zahlenwerte für die Säurekonstanten erstrecken sich über einen weiten Be-

reich von ca. 10-24 ≤ Ks ≤ 1010, daher wurde auch hier ein logarithmischer Wert der pKs-Wert eingeführt.

Was sagt der Ks-Wert und was der pKs-Wert aus?

In der „Säure-Base Tabelle“ (S. 140) sind viele pKs Werte tabellarisch aufge-führt. Die Einteilung in "starke Säuren" und "schwache Säuren" ist sehr ungenau, da die Übergänge fliessend sind. Essigsäure mit einem pKs = 4.76 ist sicher eine schwache Säure, HCl mit einem pKs = -7 sicher eine starke. Bei sehr starken Säu-ren (ab pKs von ca. -7 (HCl)) kann man nicht mehr von einem Gleichgewicht spre-chen. Hier liegt das GG so weit auf der rechten Seite, dass es zu einer vollständi-gen Dissoziation der Säure kommt (vollständiger Zerfall in Protonen und Chloridio-nen).

Kb-Wert und pKb-Wert: Gleichgewicht der Reaktion einer Base mit Wasser

Ganz analog gilt für die Reaktion einer Base mit Wasser A- + H2O HA + OH-

Ks = Protonenabgabebereitschaft = Säurekonstante = Mass für die Säurestärke

Kb = Protonenaufnahmebereitschaft = Basenkonstante = Mass für die Basenstärke

pKb = -lgKb = Protonenaufnahmebereitschaft = Basenkonstante = Mass für die Basenstärke


Säure korresp. Base pKs-Wert

HClO4 ClO4

- --

HI I- --

HBr Br- --

HCl Cl- --

H2SO4 HSO4- -3

H3O+ H2O -1,74

HNO3 NO3- -1,32

H2SO3 HSO3- 1,81

HSO4- SO4

2- 1,92

H3PO4 H2PO4- 1,96

[Fe(H2O)6]3+ [Fe(H2O)5(OH)]2+ 2,17

H2T (Weinsäure) HT - (Hydrogentartrat) 2,98

HF F - 3,45

HCOOH HCOO- 3,70

C6H5COOH C6H5COO- 4,19

HT- (Hydrogentartrat) T2- (Tartrat) 4,34

CH3COOH (HAc) CH3COO- (Ac-) 4,76

[Al(H2O)6]3+ [Al(H2O)5(OH)]2+ 4,85

H2CO3 HCO3- 6,46

HSO3- SO3

2- 6,91

H2S HS- 7,06

H2PO4- HPO4

2- 7,21

[Cu(H2O)4]2+ [Cu(H2O)3(OH)]+ 7,34

[Zn(H2O)6]2+ [Zn(H2O)5(OH)]+ 8,98

NH4+ NH3 9,21

HCN CN- 9,31

C6H5OH C6H5O- 9,90

HCO3- CO3

2- 10,40

HPO42- PO4

3- 12,32

HS- S2- 12,90 H2O OH- 15,74

NH3 NH2- ≈≈≈≈ 23

OH- O2- ≈≈≈≈ 24

4.1.4.2 Zusammenhang zwischen pKs- und pKb-Wert

Aufgabe Notieren Sie das korrespondierende SB-Paar der Phosphorsäure. Notieren Sie für die Teilchen die pKs- bzw. pKb-Werte und beurteilen Sie die Säure- bzw. Basenstärke der Teilchen. Lässt sich der Merksatz im Kasten hiermit bestätigen?

pH-Werte starker und schwacher SB GF KME Dinter 141

4.1.5 pH-Werte starker und schwacher SB Wie lässt sich mit Hilfe der pKs-Werte der pH-Wert ausrechnen?

pH-Werte von starken Säuren

Eine 0.1 mol·L-1 HCl-Lösung hat nach vollständiger Dissoziation HCl + H2O → H3O+ + Cl-

eine c(H3O+) von 0.1 mol·L-1 und damit einen pH-Wert von ………

[co(Säure) = Anfangskonzentration der Säure, vor der Reaktion mit Wasser]

pH-Werte von schwachen Säuren

Eine 0.1 mol·L-1 HAc-Lösung hat aufgrund der Gleichgewichtslage HAc + H2O Ac- + H3O+ eine c(H3O+) die geringer ist als 0.1 mol·L-1.

Für schwache Säuren, deren Gleichgewicht bei der Reaktion mit Wasser zu beach-ten ist, lässt sich der pH-Wert mit Hilfe des pKs-Wertes berechnen. [co(Säure) = Anfangskonzentration der Säure, vor der Reaktion mit Wasser]

Der pH-Wert ist………… Die c(H3O+) ist ……………

pOH-Werte von starken Basen

[co(Base) = Anfangskonzentration der Base, vor der Reaktion mit Wasser]

pOH-Werte von schwachen Basen

[co(Base) = Anfangskonzentration der Base, vor der Reaktion mit Wasser]

Bei den Basen wird der pOH berechnet, da bei der Reaktion von Basen mit Wasser

OH--Ionen gebildet werden z.B. HCO-3 + H2O OH- + H2CO3 und nicht H3O+-

Ionen. Die Umrechnung in den pH-Wert gelingt mit pH + pOH = 14. Der pOH-Wert einer 0.08 mol·L-1 NaHCO3 -Lösung ist….…….., der pH-Wert =…………

Lösungsspezifisch oder stoffspezifisch?

• Der pKs-Wert ist eine stoffspezifische Grösse in wässriger Umgebung. • Der pH-Wert ist eine lösungsspezifische Grösse in wässriger Umgebung.

Man gibt den pKs Wert von Teilchen oder Stoffen an ( = Protonenabgabebereit-schaft des Teilchens), misst aber den pH-Wert von Lösungen ( = c(H3O+).

)Säure(clgpH o−=

)Base(clgpOH o−=

2)Base(clgpKb

pOH o−=

2)Säure(clgpKs

pH o−=

pH-Werte starker und schwacher SB GF KME Dinter 142

4.1.5.1 Drill&Practice: Stärke von SB und pH-Werte

1. Ordnen Sie die folgenden Basen aufgrund Ihrer Stärke ein. Notieren Sie die pKb-Werte.

H2PO-4, NH3, OH-, PO3-

4 , SO2-4

2. Überlegen Sie sich eine sehr simple Erklärung dafür, dass H2SO4 das erste Proton sehr leicht, das zweite Proton jedoch sehr schlecht abgibt. Anders ge-

fragt: Warum ist H2SO4 eine stärkere Säure als HSO-4?

3. Weshalb ist O2- eine stärkere Base als S2- ?

4. Welcher Zusammenhang besteht zwischen dem pKs und dem pKb-Wert. Was bedeutet dieser Zusammenhang für das Arbeiten mit der Säure-Base-Tabelle?

5. a) Die Säure-Base-Tabelle (pKs-Tabelle) hat als Bezugssystem Wasser. Jedes Molekül oder Ion erhält seinen pKs- oder pKb-Wert aufgrund der Reaktion mit Wasser und der darauf folgenden relativen Einordnung aus der sich die Tabelle ableitet. In welchem Bereich befindet sich der pH-Wert einer NH3-Lösung: oberhalb von pH 7, unterhalb, eher bei 14 oder bei O? Gehen Sie folgendermassen vor: Notieren Sie die Reaktion von Ammoniak mit Wasser. Errechnen Sie über den pKb-Wert den Kb-Wert. Errechnen Sie mit dem Kb-Wert den Wert für K, der den Schluss auf die GG-Lage zulässt. Aus der Lage des GG lässt sich die Konzentration der pH bestimmenden Teil-chen abschätzen (viel oder wenig). b) In einer wässrigen Lösung von Ammoniak ist die c(OH-) = 1.8 · 10-3 mol·L-1 . Wie gross ist die NH3-Konzentration?

6. Folgende Salze werden in Wasser gelöst. Welchen pH-Wert (>7, <7, =7) wür-den Sie erwarten? Natriumchlorid, Natriumbromid, Ammoniumchlorid, Natri-umsulfat, Natriumcarbonat, Natriumacetat.

7. Berechnen Sie den pH-Wert folgender Lösung. Stellen Sie sich zuerst die Frage, ob es sich bei dem Stoff um eine Säure oder Base handelt. Als Zweites beurteilen Sie, ob es sich um eine starke oder schwache Säure handelt. Da-nach wählen Sie die richtige Formel. Unterscheiden Sie zwischen pH und pOH und seien Sie vorsichtig bei amphoteren Teilchen. Hierbei muss zuerst abge-schätzt werden, ob das Teilchen als Säure oder Base reagiert. Der kleinere pKs oder pKb Wert gilt. a) 0.05 mol·L-1 Ameisensäurelösung (HCOOH)

b) 2.87 · 10-4 mol·L-1 Ammoniaklösung c) 3.35 · 10-5 mol·L-1 Kaliumhydrogensulfidlösung

8. Die Konzentration der Oxoniumionen einer Essigsäurelösung wurde zu 6.31 ·

10-4 mol·L-1 bestimmt. Wie ist die Anfangskonzentration co der Essigsäure?

Welcher Unterschied besteht zwischen dem Begriff Anfangskonzentration der Essigsäure und Konzentration der Säure?


Säure-Base Gleichgewichte GF KME Dinter 143

HOOC COOH

COOH

OHO

OHOH

O

OH

OH

4.1.6 Säure-Base Gleichgewichte Man ist im Leben ständig von Säuren und Basen umgeben, es ist einem nur nicht bewusst. In diesem Kapitel sollen Alltagserfahrungen mit Hilfe der Säure-Base Theorie und der Säure-Base-Gleichgewichte erklärt werden.

4.1.6.1 Brausetabletten

Einige Produkte, die sonst nur in Tablettenform käuflich waren, werden heute in Form von Brausetabletten angeboten: Aspirin, VitaminC, Süssstoffe, Multivitamin-tabletten. Allen ist gemeinsam, dass sie organische Säuren in fester Form und NaHCO3 (s)

enthalten. Da in Gegenwart von Wasser die Säure-Base-Reaktion eintritt, sind alle Brausetabletten zum Schutz vor Feuchtigkeit in Metall- oder Kunststoffröhren verpackt und zusätzlich innen noch in Alufolie eingewickelt.

Zusammensetzung von VitaminC-Brausetabletten:

Mischung aus Weinsäure H2T und NaHCO3

Deutung

HOOC

COOHOH

OH


Konvention und Einschränkung Bei Gleichgewichten von rechter und linker Seite zu sprechen ist bekanntlich et-was schwierig. Per Konvention schreibt man die Teilchen, die man gerade betrach-tet in der Reaktionsgleichung auf die linke Seite, wie auch H2T und HCO-

3 auf der

linken Seite stehen. Kommt es tatsächlich zu einer Protolyse, liegt also eine Berg-abreaktion vor, dann reagieren die Stoffe der linken Seite miteinander und man erhält die Stoffe der rechten Seite. Somit liegt das GG rechts. Bei der Reaktion von Weinsäure mit Natriumhydrogencarbonat entsteht neben Wasser und CO2 auch HT- (Hydrogentartrat), das ein Ampholyt ist. Ist eine Wei-

terreaktion des HT- mit HCO-3 möglich? Schätzen Sie mit Hilfe der Bergauf- und

Bergabreaktion ab, auf welcher Seite das GG liegt und ob „es blubbert“. Stellen Sie eine mögliche Reaktionsgleichung auf.

HClO4

ClO4

-

HI I-

HBr Br-

HCl Cl-

H2SO

4 HSO

4

-

H3O

+ H

2O

HNO3

NO3

-

H2SO

3 HSO

3

-

HSO4

- SO

4

2-

H3PO

4 H

2PO

4

-

[Fe(H2O)

6]3+

[Fe(H2O)

5(OH)]

2+

H2T (Weinsäure)

HT -

(Hydrogentartrat)

HF F -

HCOOH HCOO-

C6H

5COOH C

6H

5COO

-

HT- (Hydrogentartrat) T

2- (Tartrat)

CH3COOH (HAc) CH

3COO

- (Ac

-)

[Al(H2O)

6]3+

[Al(H2O)

5(OH)]

2+

H2CO

3 HCO

3

-

HSO3

- SO

3

2-

H2S

HS-

H2PO

4

- HPO

4

2-

[Cu(H2O)

4]2+

[Cu(H2O)

3(OH)]

+

[Zn(H2O)

6]2+

[Zn(H2O)

5(OH)]

+

NH4

+ NH

3

HCN CN-

C6H

5OH C

6H

5O

-

HCO3

- CO

3

2-

HPO4

2- PO

4

3-

HS- S

2-

H2O

OH-

NH3

NH2

-

OH- O

2-

Säure Base

0 < K < 1

K > 1

Reagiert eine Säure mit einer Base die oberhalb ihrer kor-respondierende Base zu finden ist, so handelt es sich um

eine Bergaufreaktion. Das GG liegt auf der linken Seite. Experimentell ist nur eine sehr geringe Protolyse zu be-obachten. Reagiert eine Säure mit einer Base die unterhalb ihrer korrespondierenden Base zu finden ist, so handelt es sich

um eine Bergabreaktion. Das GG liegt auf der rechten Seite. Experimentell ist nun eine starke Protolyse zu be-obachten.


4.1.6.2 Bestimmung von Säure/Base-Gleichgewichtslagen

• Bestimmung welches Teilchen die Säure und welches die Base ist (auf der

linken Seite der Reaktionsgleichung), d.h. Beurteilen von wo nach wo Protonen übertragen werden. Oft gibt es mehr als eine Möglichkeit. Vorsicht bei am-photeren Teilchen.

• Aufstellen der möglichen Reaktionsgleichungen o Salze in Wasser lösen o Moleküle bleiben so, wie sie sind

• Beurteilung ob es sich um eine Bergauf- oder Bergabreaktion handelt • Beurteilung der Lage des GG Beurteilen Sie die Lage der Gleichgewichte. Blubbert's oder blubbert's nicht?

Die Experimente können nachträglich zur Untersuchung des theore-tischen Ergebnisses durchgeführt werden. Die Lösungen stehen bereit.

1) Reaktion einer HCl-Lösung mit einer NaHCO3-Lösung

2) Reaktion einer NH4Cl-Lösung mit einer NaHCO3-Lösung

3) Reaktion einer NaHCO3-Lösung mit einer NaHSO4-Lösung


Bei einem Protolysegleichgewicht liegen die schwächeren Säuren und die schwächeren Basen auf einer Seite, und die stärkeren Säuren und stärkeren Basen auf der anderen.

Es reagiert immer die stärkere Säure mit der stärkeren Base. Die stärkere Säure gewinnt die Konkurrenz gegen die schwächere Säure.

Das Gleichgewicht einer Protolyse liegt immer auf der Seite der schwächeren Säure und der schwächeren Base. stärkere Säure + stärkere Base schwächere Säure + schwächere Base

4.1.6.3 Das Konzept der "Schwächeren" und "Stärkeren"

Die Technik der Beurteilung von Säure-Base-Gleichgewichtslagen durch Bergauf- und Bergabreaktionen kann eigentlich nur richtig durchdacht und verstanden wer-den, wenn man bedenkt, dass in einem Gleichgewichtszustand immer 2 Säuren und 2 Basen in einer Konkurrenzreaktion zueinander stehen6. Die Frage, die sich immer stellt ist, welche Säure mit einer höheren Wahrscheinlichkeit ihr Proton abgibt, die der linken Seite oder die der rechten Seite. Das "Konzept der Schwächeren und Stärkeren" stellt nichts Neues dar, sondern ist lediglich eine weniger mechanistische Betrachtung. Hier geht es weniger um "bergauf" und "bergab" als um "stärkere und schwächere Säuren oder Basen". Behauptungen Prüfen Sie die Behauptungen an den 3 Beispielgleichgewichten der Bergauf- und Bergabreaktion die nachfolgend in einer abgemagerten Form aufgeführt sind. 1) Finden Sie dazu die korrenspondierenden Säure-Base-Paare. 2) Ordnen Sie die Säuren innerhalb einer Reaktionsgleichung nach ihrer Stärke. 3) Ordnen Sie die Basen innerhalb einer Reaktionsgleichung nach ihrer Stärke. Beurteilen Sie die Behauptungen an 3 Beispielen. HCl (aq) + Na+ (aq) + HCO-

3 (aq) Na+ (aq) + Cl-(aq) + H2CO3 (aq) (zerfällt)

NH+

4 (aq) + Cl- (aq) + Na+ (aq) + HCO-3 (aq) NH3(aq) + Cl- (aq) + Na+ (aq) + H2CO3 (aq) (zerfällt)

Na+ (aq) + HSO-

4 (aq) + Na+ (aq) + HCO-3 (aq) 2 Na+ (aq) + SO2-

4 (aq) + H2CO3 (aq) (zerfällt)

6 Auch hier kann man sich des Eindrucks kaum erwehren, dass die Moleküle und Ionen wüss-ten, was sie tun. Sie können aber nicht denken. Wo kämen wir denn da hin? Oder?


4.1.6.4 Drill&Practice: Säure-Base-Gleichgewichtslagen

Die 4 unten beschriebenen Fälle sind sehr allgemein gehalten. Es geht darum, die Aussagen mit der Säure-Base-Tabelle zu kombinieren. Zeichnen Sie die korrens-pondierenden Säure-Base-Paare in die rechts stehenden Säure-Base-Tabellen, nur relativ zueinander und ganz grob. Achten Sie darauf, dass die Beurteilung des GG (links oder rechts) nur gemacht werden kann, wenn man die linke Seite des Säure-Base-Gleichgewichts betrachtet.

Es gilt das allgemeine Säure-Base-Gleichgewicht: HA + B- A- + HB Fall I: HA ist eine starke Säure, B- eine starke Base a) Zeichnen Sie die korrespondierenden Säure-Base Paare relativ zu einander ein.

b) Handelt es sich um eine Bergauf- oder Bergabreaktion?

c) Auf welcher Seite liegt das GG?

d) Wie gross ist K (viel grösser als 1, grösser als 1, grösser als 0, kleiner als 0)?

Fall II: HB ist stärker als HA a) Zeichnen Sie die korrespondierenden Säure-Base Paare relativ zu einander ein.



d) Wie gross ist K?

Fall III: HA ist eine schwache Säure, B- eine schwache Base a) Zeichnen Sie die korrespondierenden Säure-Base Paare relativ zu einander ein.



d) Wie gross ist K?

Fall IV: HA ist stärker als HB a) Zeichnen Sie die korrespondierenden Säure-Base Paare relativ zu einander ein.



d) Wie gross ist K?

Gleichgewichte Geben Sie die Reaktionsgleichung für die folgenden Protolysen an. Beachten Sie auch Folgereaktionen. Beurteilen Sie die Lage des Gleichgewichts mit Hilfe des Systems „bergauf-bergab“ und mit „die stärke oder die schwächere“. a) Natriumoxid und Wasser b) Kaliumsulfid (s) und verdünnte Salpetersäure c) Natriumhydroxidlösung und Ammoniumchloridlösung d) Warum wird bei wässrigen Lösungen z.B. c) eine Säure-Base Reaktion mit

Wasser, das ja vorhanden ist, einfach ignoriert? Lösungen unter www.dinternet.ch weiter zu Drill&Practice.

Kalk: Thema mit Variation GF KME Dinter 148

4.1.7 Kalk: Thema mit Variation Spätestens wenn Bad und Dusche wie eine Tropfsteinhöhle aussehen, lässt es sich nicht vermeiden, mit einem säurehaltigen Haushaltsreiniger den Verkrustungen zu Leibe zu rücken. Man fragt sich manchmal, wo denn der viele Kalk überhaupt her-kommt. Besonders auf den Chromarmaturen für heisses Wasser schlägt sich der Kalk nieder. In manchen Wohnungen sehen die Wasserkessel aus wie Mörteltöpfe, so dass man mit Britafilter vorrücken muss, um sich den Kalk vom Leibe zu halten.

4.1.7.1 Kalkbildung

Kalk, Kalkspat, Muschelkalk, Kreide, Marmor, Kalkstein (Nordalpen) und Dolomit (Südalpen) enthalten alle Calci-umcarbonat CaCO3. Kalkstein wird für

viele technische Zwecke, d.h. für die Herstellung von Zement, Mörtel, Glas und Keramik verwendet. Ursprünglich wurde durch vulkanische Tätigkeit CO2 freigesetzt, das durch

Regenwasser auf den Boden gelangte und sich dort mit vorhandenen Ca2+-Ionen zu Kalk verband.

Experiment zur Kalkbildung

Die 3 Gleichgewichte der Kohlensäure Zusammenfassung der Kalkbildung


4.1.7.2 Kalkerosion

Hartes Wasser ist nur dort zu erwarten, wo auch kalkhaltiges Gestein vorhanden ist. Im Tessin mit seinen Granitablagerungen (Granit: „Feldspat, Quarz und Glim-mer, das vergess’ ich nimmer“.) ist nur weiches Wasser zu erwarten. Was aber genau ist hartes Wasser und unter welchen Umständen kommt es zu einem Kalkabbau (= Kalkerosion)? Ist das dann kalkhaltiges Wasser? Zusammenfassung der Kalkerosion:

Experiment zur Kalkerosion

CO2 haltiges Wasser wandelt Kalk in die besser lösliche Form Calciumhydrogen-carbonat Ca(HCO3)2 um. Dadurch entsteht sog. hartes Quell- oder Grundwasser. Hartes Wasser ist also nur in Gegenden mit kalkhaltigem Gestein zu erwarten. Man beachte, dass hartes Wasser wie weiches Wasser homogene Lösungen dar-stellen. Vorteile von hartem Wasser Nachteile von hartem Wasser

"Hartes Wasser" =

Ca2+- und HCO-3-Ionen

in Wasser gelöst.


4.1.7.3 Kalkablagerungen (Kesselsteinbildung)

Von Kesselsteinbildung wird gesprochen, wenn hartes Wasser erhitzt wird und in der Folge davon Kalk ausfällt.

Experiment zur Kalkablagerung

Beim Erwärmen oder Kochen von hartem Wasser wird CO2-Gas entzogen, damit

nimmt nach dem Prinzip von Le Châtelier die Konzentration von Kohlensäure ab, was bei den nachfolgenden Gleichgewichten eine gleichzeitige Bildung von Kohlen-säure und schwer löslichem Calciumcarbonat zur Folge hat. Kalk fällt aus. Dieses Phänomen wird bei allen Waschmaschinen, Kaffeemaschinen, Wasserkes-seln etc. ab einer Wassertemperatur >70 °C beobachtet. Da CaCO3 ein Salz ist,

was sich auf Heizstäben oder an Böden von Wasserkesseln niederschlägt, ist die Wärmeleitfähigkeit stark herabgesetzt, wodurch der Energieverbrauch stark erhöht wird. Geschlossene, mit Wasser befüllte Stahlbehälter können explodie-ren, wenn sich innen Kalk abgelagert hat. Beim Aufheizen des Kessels kommt es zu Spannungen durch die unterschiedlichen Ausdehnungskoeffizienten von Stahl und Kalk. Heizungen werden in Wohnhäusern üblicherweise mit niedrigen Temperaturen (<<70 °C) gefahren, was die Verkalkung reduziert und den Energieverbrauch senkt. Für eine Raumtemperatur von 20 ° - 22 °C werden Vorlauftemperaturen von 28 ° - 35 °C gewählt7. Hier ist die Umwälzpumpe gefährdet, da sie im Inneren bis 80 °C heiss wird und somit Kalk ausfällt. In einem geschlossenen Heizungssystem ist die Hygiene kein Aspekt, jedoch beim Brauchwasser. Zum Duschen reichte eigentlich eine Temp. von 40 °C aus, es kommt aber bei diesen niedrigen Wassertemperatu-ren zu einem starken Wachstum von Mikrooganismen. Besonders die Legionellen Legionella pneumophila sind gefürchtet. „Auf eine aerogene Infektion durch Legio-nellen ist auch die Legionärskrankheit zurückzuführen, die bei einem Veteranen-treffen im Juli 1976 zu 147 Erkrankungen führte, wobei 29 Todesfälle auftraten. Als Ursache für diese Erkrankung wurde eine Kontamination der Klimaanlage des Tagungshotels festgestellt.“ Daher wird heute das Brauchwasser auf 45 ° - 52 °C erwärmt und hin und wieder per Tauchsieder hoch erhitzt (Elektroentkeimung). Das Wasser von stehenden Gewässern ist meistens relativ weich, da Wasserpflan-zen zur Assimilation (Aufbau von Zucker durch CO2 und H2O mittels Photosynthe-

se) CO2 verbrauchen. Bei diesem Vorgang fällt CaCO3 aus und sammelt sich am

Grund des Sees. (Notieren Sie den Vorgang)

7 Alle Angaben von Calmotherm AG, Altishofen bei Zofingen.


4.1.7.4 Entkalkung mit Säuren

Das Entkalken von Gegenständen im Haushalt lässt sich grundsätzlich nur mit sau-ren Haushaltsreinigern durchführen, nicht aber mit basischen. Die einfachste Variante im Haushalt ist die Verwendung von verdünnter Essigsäure, Aceto balsa-mico, die 0.25L Flasche für 36.50 SFR tut es natürlich auch. Grundsätzlich wird fester Kalk (CaCO3(s)) in eine lösliche Form überführt. Dafür

bietet sich das HCO-3-Ion an. Interessanter ist es aber, das CO2-

3 -Ion gleich über

die Kohlensäure in CO2 zu überführen. Da CO2 entweicht, kommt es ganz automa-

tisch zu einer Verschiebung des Gleichgewichts zugunsten der Kalkauflösung.

Kalkentfernung mit Säuren

Durch eine Säure, die stärker als Kohlensäure ist, kann Kalk in CO2 überführt und

somit entfernt werden.

4.1.7.5 Wasserenthärtung

Die Wasserhärte wird in französischen und deutschen Härtegraden angegeben:

1 FHG = °fH = 10 mg CaCO3 pro Liter = 0.1 mmol Ca2+ pro Liter

1 DHG = °dH = 10 mg CaO pro Liter = 0.179 mmol Ca2+ pro Liter Die Konzentration der Calciumionen wird durch eine Titration bestimmt. Man kann z.B. Ca2+ an einen gelösten Farbstoff binden, wobei die Lösung weinrot wird. Durch Zugabe eines Komplexbildners z.B. EDTA (Ethylendiamintetraacetat) kann dem

Farbstoff das Ca2+-Ion entzogen werden, der Farbstoff wird kornblumenblau. Aus der zugegebenen Menge an EDTA kann die Konzentration an Ca2+-errechnet wer-den. Handelsübliche Teststäbchen erleichtern den Vorgang der Wasserhärtebe-stimmung. Damit erst gar keine Probleme mit der Wasserhärte durch das Ausfällen von Kalk entsteht wird Wasser durch Komplexbildner oder Ionenaustauscher enthärtet. Beide Methoden arbeiten nach dem gleichen Prinzip: sie entziehen dem Wasser

Ca2+-Ionen wie auch Mg2+-Ionen, indem sie sie an negative Ladungen binden. (Die Destillation von Wasser ist übrigens unökonomisch.) Besonders Waschmaschinen und Geschirrspülmaschinen sind auf Enthärter ange-wiesen, da die verwendeten waschaktiven Substanzen leicht durch Ca2+-Ionen deaktiviert werden und ausfallen (Kalkseifen), was an der geringeren Schaumbil-dung erkannt werden kann.

Wasserhärte in °fH weich: 0-12 °fH mittelhart: 12-25 °fH hart: 25-38 °fH sehr hart: >38 °fH


Seifen und hartes Wasser

Enthärtung von Wasser mit Calgon durch Komplexbildner

Zeolithe = NaAl-Silikate

Zeolithe bilden Käfigstrukturen mit Hohlräumen, die von Na+-Ionen besetzt sind und leicht durch Ca2+-Ionen ausgetauscht werden können. Die wasserunlöslichen Zeolithe sind also Io-nentauscher. Calgon enthält zu über 30% Zeolithe. 5-15% Polycarboxylate im Calgon dienen zum Transport der Ca2+-Ionen zum Zeolith.

Waschmittel wie Persil MegaPerls enthalten neben einem ganzen Arsenal von Stoffen auch Zeolithe (Zeolith A = Sasil). Phosphate, die zur Überdüngung (Eutrophierung) von Gewässern geführt haben, werden seit langer Zeit stark zurückgedrängt. Phosphate sind im Gegensatz zu Zeolithen Komplexbildner.

Ionentauscher-Harze

Ionentauscher bestehen aus einem wasserunlöslichen Kunststoffgranulat, durch welches das Wasser rinnen kann. Der Kunststoff besitzt negativ geladene Grup-pen, welche mit Kationen, z.B. Na+-Ionen, eine Ionenbindung bilden. Fliesst nun

hartes Wasser mit seinen Ca2+-Ionen und Mg2+-Ionen durch das Harz, so werden die Na+-Ionen durch die höher geladenen Erdalkali-Ionen vom Harz verdrängt. Durch die Verringerung der Erdalkali-Ionen Konzentration ist das Wasser weicher geworden.

Bei der Regenerierung des Harzes verdrängen Na+-Ionen in hoher Konzentration die Ca2+-Ionen, die ans Wasser abgegeben werden. Auch hier sieht uns Le Châte-lier wieder über die Schulter.

R

X X X

R

Na+

Na+

Na+

Ca2+

R

X X X

R

Na+

Ca2+

Na+

Na+


4.1.7.6 Drill&Practice: Kalk

Sodaherstellung Soda Na2CO3 wird in der Glasproduktion verwendet und mit Hilfe des Solvay-Verfahrens (auch Ammoniak-Soda-

Verfahren genannt) gewonnen. Es wurde 1865 von Ernest Solvay entwickelt und löste das bis dahin verwendete Leblanc-Verfahren ab. Der Prozess geht von den billigen und in grossen Mengen vorhandenen Rohstoffen Kalk und Kochsalz aus, jedoch läuft die Reaktion zu Soda nicht freiwillig ab, denn das Gleichgewicht der Reaktion liegt links:

CaCO3 + 2 NaCl Na2CO3 + CaCl2

Im Solvay-Verfahren wird sie aber über folgenden Umweg realisiert: 1.) Der Kalk wird gebrannt. CaCO3 → CaO + CO2

2.) Das CO2 wird zusammen mit NH3 in eine konzentrierte Koch-

salzlösung eingeleitet. Hierbei fällt NaHCO3 aus, das von der

entstehenden Salmiaklösung getrennt wird.

NaCl + CO2 + NH3 + H2O → NaHCO3 + NH4Cl

3.) Das NaHCO3 wird auf ca. 200 °C erhitzt, wobei Wasser und

CO2 entweichen. Übrig bleibt dann das Produkt Soda. Dieser

Vorgang wird als "Calcinieren" bezeichnet.

2 NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2

4.) Im vierten Schritt wird NH3 wiedergewonnen und Schritt 2

zugeführt, es ist ein Kreislauf entstanden. 2 NH4Cl + CaO → 2 NH3 + CaCl2 + H2O

5.) Werden alle Reaktionsgleichungen addiert (die 2. Gleichung muss doppelt gezählt werden), so ergibt sich nach Kürzung dar-aus folgende Gleichung, die die Umkehrung des natürlichen Re-aktionsweges darstellt.

CaCO3 + 2 NaCl Na2CO3 + CaCl2

Die folgenden Aufgaben sind etwas übergreifend angelegt. a) Die hier verwendeten Namen sind alles Trivialnamen. Notieren Sie zu den Stoffen die chemischen Namen. CO2, NH3, CaCO3, CaO, Na2CO3, NaHCO3, CaCl2, NaCl, NH4Cl; Was ist eine „Salmiak-Lösung“?

b) Bestätigen Sie durch Addition der Reaktionsgleichungen die Korrektheit der Gesamtgleichung. (Gleichung 2 muss doppelt gezählt werden, da in Gleichung 3 zwei NaHCO3 benötigt werden, die aus Gleichung 2 geliefert werden müssen).

c) Zeichnen Sie alle 4 Reaktionsgleichungen in Form eines Kreislaufs, so wie Sie das aus der Biologie kennen. d) Welche Säure-Base-Reaktion läuft in Schritt 2 ab. Formu-lieren Sie die Antworten in 2 Schritten (2 Reaktionsgleichun-gen). Stellen Sie sich die Frage, wer denn hier die Base und wer die Säure ist? e) Auch hinter Schritt 3 verbirgt sich eine Säure-Base-Reaktion. Welche Säure-Base-Reaktion läuft hier ab? Formu-lieren Sie die Reaktionsgleichung. Notieren Sie mit dem Re-aktionspfeil die Gleichgewichtslage. Begründen Sie kurz. f) Eine ähnliche Reaktion wie Schritt 3 haben wir bei der Kalkerosion kennengelernt. Wo sind hier die Parallelen zu erkennen? g) Schritt 3 dürfte „eigentlich gar nicht funktionieren“. Wa-rum ist die Reaktion aus Sicht des Prinzips von LeChâtelier doch möglich? h) Bei Schritt 4 handelt es sich eindeutig um eine Säure-Base-Reaktion. Hier sind jedoch 2 Säure-Base Schritte zu-sammengefasst. Notieren Sie die beiden Reaktionsgleichun-gen, die hinter Schritt 4 verborgen sind. i) Die in h) formulierten Reaktionsgleichungen sollen auf die Gleichgewichtslage mit Hilfe des Systems der „stärkeren und schwächeren“ Säuren und Basen untersucht werden. Notieren Sie für beide Reaktionsgleichungen die Stärken der Säuren und Basen in Form der pKs und pKb-Werte. Beurteilen Sie mit Hilfe der Werte, auf welcher Seite das Gleichgewicht liegt.

Hinweis: Schreiben Sie nicht wild alle pKs/pKb Daten auf, das gibt ein wüstes Durcheinander, sondern bestimmen Sie zuerst, welches Teilchen die Säure ist (dazu gehört dann der pKs-Wert und nicht der pKb-Wert) und welches die Base ist (pKb-Wert, der sich errechnen lässt). Ordnen Sie dann die Seiten nach „schwächere und stärkere“ und geben Sie für beide Gleichungen die Gleichgewichtslage an. Lösungen unter www.dinternet.ch weiter zu Drill&Practice.

CaCl2 + H2O

CaO

NH3

NaHCO3

CO2 + H2O

Vorgang:

Vorgang:

Pufferlösungen GF KME Dinter 154

4.1.8 Pufferlösungen

Wirkungsweise einer Essigsäure-Pufferlösung

In vielen technischen Herstellungsprozessen und biologischen Systemen finden sich Puffer, die die pH-Werte konstant halten. Biologische Systeme: Technische Systeme:

Wasser Wasser HAc Puffer HAc Puffer

Säure Säure Base Base


Puffer sind Lösungen, die bei Zusatz von Säuren und Basen den pH-Wert weit-gehend konstant halten. Pufferlösungen enthalten immer ein schwaches korrespondierendes Säure/Base-Paar, idealerweise im Konzentrationsverhält-nis von 1:1.

Puffergleichung Henderson-Hasselbalch-Gleichung

4.1.8.1 Wirkungsweise von Pufferlösungen

Wird einer Pufferlösung HA/A- fremde Säure HX zugeführt, so werden die zuge-führten Protonen H+ von der schwachen Base A- neutralisiert. Wird einer Pufferlösung HA/A- fremde Base Y- zugeführt, so werden sie von der schwachen Säure HA neutralisiert. Als Beispiel soll zu einem Essigsäurepuffer HCl-Lösung oder NaOH-Lösung zuge-geben werden. Der Puffer wurde durch Lösen von 0.1 mol NaAc und 0.1 mol HAc in 1 L Wasser hergestellt. Von HAc = Puffersäure ist also 0.1 mol·L-1 vorhanden, wie auch von der Pufferbase Ac-.

pH-Wert Berechnungen der Essigsäurepufferlösung

Mathematisch betrachtet, wird durch Zugabe von fremder Säure der Zähler in

der Puffergleichung kleiner, da die Pufferbase A- verbraucht wird. Gleichzeitig wird der Nenner grösser, da Puffersäure HA gebildet wird, d.h. der Quotient

c(A-)/c(HA) wird kleiner. Starke Schwankungen des Verhältnisses, hervorgerufen durch Zugabe von fremder Säure oder Base, zeigen durch den Einfluss des Loga-rithmus jedoch nur einen geringen Einfluss auf den pH-Wert. lgc(A-/HA) = 1 → pH = pKs ¦ lgc(A-/HA) = 0.1 → pH = pKs - 1 ¦ lgc(A-/HA) = 10 → pH = pKs + 1

)(

)(lg

HAc

AcpKspH

−

+=

Wasser Wasser HAc Puffer HAc Puffer

HCl HCl NaOH NaOH


1) Eine Lösung enthält 0.5 mol CH3COOH und 0.5 mol CH3COONa in einem Liter

Lösung. Berechnen Sie den pH-Wert vor und nach Zugabe von 10 ml 1 mol·L-1 Salz-säurelösung. pH-Wert vorher:_________ pH-Wert nachher:_________ ∆pH:_________ 2) Eine Lösung enthält 0.9 mol CH3COOH und 0.1 mol CH3COONa in einem Liter

Lösung. Berechnen Sie den pH-Wert vor und nach Zugabe von 10 ml 1 mol·L-1 Salz-säurelösung. pH-Wert vorher:_________ pH-Wert nachher:_________ ∆pH:_________ 3) Eine Lösung enthält 0.02 mol CH3COOH und 0.98 mol CH3COONa in einem Liter

Lösung. Berechnen Sie den pH-Wert vor und nach Zugabe von 10 ml 1 mol·L-1 Salz-säurelösung. pH-Wert vorher:_________ pH-Wert nachher:_________ ∆pH:_________

Man beachte: Die Pufferwirkung ist am grössten, wenn c(Ac-) = c(HAc). Somit gilt

als ideales Verhältnis c(Ac-)/c(HAc) = 1. Da lg1 = 0 ist hier pH = pKs, d.h. der Puf-fer ist am effektivsten, wenn der pH-Wert gleich dem pKs-Wert ist. Beispiel: Ein Essigsäurepuffer puffert am besten bei pH 4.76. Die Wahl eines Puffersystems richtet sich häufig nach dem pKs-Wert.

4.1.8.2 Blut: ein humaner Puffer

Wie schon beschrieben, findet man im menschlichen Blut (etwa 4 - 6 Liter) eine c(H3O+) von ca. 4 · 10-8 mol·L-1. Ein Anstieg auf über 4.5 · 10-8 mol·L-1 oder ein

Abfall auf unter 3.5 · 10-8 mol·L-1 hat lebensbedrohliche Folgen. Menschliches Blut pH = Puffersubstanzen im menschlichen Blut

„Carbonatpuffer“ H2CO3/HCO3- pKs = 6.1 ΣKonz. = 27 mmol·L-1

„Phosphatpuffer“ H2PO4-/HPO4

2- pKs = 6.8 ΣKonz. = 1 mmol·L-1

„Hämoglobinpuffer“ [Hb·O2]·H / [Hb·O2]- pKs = 8.25 ΣKonz. = 20 mmol·L-1

Die pKs Werte unterscheiden sich von der Säure/Base Tabelle, da es sich beim Blut nicht um eine „verdünnte Lösung“ handelt. ΣKonz. = Summe Säure und Base. Das wichtigste Puffersystem im Blut ist der „Carbonatpuffer“. Wie gross ist das Verhältnis von wenn der pH-Wert bei 7.40 liegt? )(

)(

32

3

COHc

HCOc−

Säure-Base-Titration GF KME Dinter 157

0.00

2.00

4.00

6.00

8.00

10.00

12.00

14.00

0.00 1.00 2.00 3.00 4.00 5.00 6.00 7.00 8.00 9.00 10.00 11.00 12.00 13.00 14.00 15.00 16.00 17.00 18.00 19.00 20.00

mL Base

pH

pH-HCl

pH-HAc

4.1.9 Säure-Base-Titration Titrationen sind häufig angewandte Messmethoden in der Chemie. Ganz allgemein werden Titrationen z.B. Säure-Base-Titrationen, Redox-Titrationen oder kom-plexometrische Titrationen genutzt, um die Konzentration einer Lösung mit hoher Genauigkeit zu bestimmen. Bei dieser Säure-Base Reaktion handelt es sich um eine � Eine saure Lösung z.B. Salzsäure wird mit Natronlauge titriert.

Durchführung einer Titration (Massanalyse)

Von der Säurelösung mit unbekannter Konzentra-tion c(Säure) wird ein bestimmtes Volumen Vol(Säure) abgemessen. In einem Reaktionsgefäss wird nun die Säure mit einer starken Base (meist OH-) zur Reaktion gebracht. Es wird tropfenweise Base der Konzentration c(Base) zugegeben. Bei der Messung wird der pH-Wert fortlaufend be-stimmt. Aus dem Verbrauch an Base Vol(Base) am Äquivalenzpunkt (= Wendepunkt) lässt sich die Konzentration der Säure bestimmen. Die folgende Titrationskurve von 50 mL Salzsäu-relösung bzw. von 20 mL Essigsäurelösung mit Natronlauge [NaOH-Lösung, c(OH-) = 1 mol·L-1] zeigt die Veränderung des pH-Wertes während der Titration.

Base bekannter Konz. Volumenverbrauch = Messwert

Säure unbekannter Konz. Volumen bekannt


c(Säure) · Vol(Säure) = c(Base) · Vol(Base)

4.1.9.1 Berechnung der Säurekonzentration

Aufgabe Berechnen Sie die Konzentration der Säure co(HCl) und co(HAc).

Welche der beiden Säuren zeigt eine höhere Konzentration co(Säure)?

Baseverbrauch am Äquivalenzpunkt für HCl =

Baseverbrauch am Äquivalenzpunkt für HAc = Welcher pH-Wert lässt sich für co berechnen, also bei Base = 0 mL?

Warum ist eine Titration notwendig?

Aus einer Einzelmessung eines pH-Wertes kann ja durchaus die gewünschte Kon-

zentration der Säure c(H3O+) bestimmt werden, denn c(H3O+) = 10-pH.

Warum dann eine Titration?


4.1.9.2 Auffällige Besonderheiten der Titrationskurve

pH-Sprung

Besonders auffällig ist der Sprung bei jeder Titrationskurve. Im Sprung liegt auch der Wendepunkt der Kurve (von der Linkskurve in die Rechtskurve), der Äquivalenzpunkt genannt wird. Mathematische Ebene Im Lauf der Titration nimmt die Säurekonzentration linear ab (orange Kurve und rechte Abszisse). Der gemessene pH-Wert ist aber logarithmisch (blau Kurve und linke Abszisse)

Teilchenebene Im Lauf der Titration nimmt die Anzahl der Teilchen (Oxoniumionen) linear ab (Mitte violett). Der gemessene pH-Wert ist aber logarithmisch.

Titration

0

2

4

6

8

10

12

14

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22

mL Base

pH

0

0.05

0.1

0.15

0.2

0.25

0.3

c(Säure)

Logarithmisch

Linear

Hydroniumionen10000 Teilchen

pH = 1

1000 Teilchen

Annahme 1 mL =1000 Teilchen Hydroxidionen

9 mL Base für einen pH Sprung von 1

pH = 1

100 Teilchen

10 Teilchen

pH = 1

0.9 mL Base für einen pH Sprung von 1

0.099 mL Base für einen pH Sprung von 1

Der Sprung entsteht…


0.00

2.00

4.00

6.00

8.00

10.00

12.00

14.00

0.00 1.00 2.00 3.00 4.00 5.00 6.00 7.00 8.00 9.00 10.00 11.00 12.00 13.00 14.00 15.00 16.00 17.00 18.00 19.00 20.00

mL Base

pH

pH-HCl

pH-HAc

4.1.9.3 Vergleich der Äquivalenzpunkte HCl/HAc

Der Äquivalenzpunkt von HCl liegt bei pH 7, der von HAc bei ca. 8.8. Was ist der Grund dafür? Aufgabe Überlegen Sie, welche Ionen beim Äquivalenzpunkt die pH-Werte erzeugen und wo diese Ionen herkommen.

4.1.9.4 Pufferpunkt

Die Graphik zeigt, dass der pH-Wert von HAc über weite Strecken bei pH ca. 4.5 konstant bleibt. Durch die Zugabe von NaOH zur Essigsäurelösung entsteht ein Puffer. Es liegt dann HAc/Ac-, ein schwaches SB-Paar in der Lösung vor. Der pH bleibt nach der Puffertheorie auf pH = pKs am stabilsten (Puffermaximum). Aufgabe Bei welchem pH-Wert befindet sich der theoretische Pufferpunkt (maximale Puf-ferwirkung)? Mehrprotonige Säuren wie H3PO4 haben im Idealfall 3 Pufferpunkte und 3 Äquiva-

lenzpunkte. Die Äquivalenzpunkte liegen oft um 5 pH-Einheiten auseinander. Zusammenfassung


4.1.9.5 Drill&Practice: Puffer und Titration

1) Berechnen Sie den pH-Wert einer Lösung von 1 Liter, die 0.01 mol·L-1 NaH2PO4 und 0.1 mol·L-1 Na2HPO4 enthält.

a) Wie verändert sich der pH-Wert nach Zugabe von 0.09 mol NaH2PO4?

b) Wie verändert sich der pH-Wert nach Zugabe von 50 mL Wasser ? (unabhängig von a)

c) Wie verändert sich der pH-Wert nach Zugabe von 0.9 mol Natrium-hydroxid? (unabh. a+b)

2) 3.32 g Natriumhydrogensulfit werden in 100 mL einer 0.1 mol·L-1 Salzsäure-

lösung gelöst. a) Welchen pH-Wert zeigt die Lösung? b) Bei welchem Verhältnis der Pufferkomponenten ist die Pufferkapazi-

tät maximal? 3) Physiologische Wirkung von pH-Wert Verschiebungen

Beim Aufblasen von Luftmatratzen, Schwimmenten oder Schlauchboten mit dem Mund mag es vorgekom-men sein, dass ein anfängliches mulmiges Gefühl sich erweiterte zu einem LSD Eindruck und am Ende wurde es einem Schwarz vor Augen. Diese sog. Hyperventilation beruht auf einem ver-mehrten, schnellen Ausstoss von CO2. Bei CO2-Mangel

(Hypokapnie) kommt es zu einer verknappten Sauer-stoffversorgung im Hirn, da der Hauptregulator für die Hirndurchblutung das Molekül CO2 ist.

Ausserdem verändert sich durch den Ausstoss von CO2 der pH-Wert im Blut.

In welche Richtung ändert sich der pH Wert? Handelt es sich hier um eine respiratorische Alkalose oder A-cidose (pH liegt dann jenseits von 7.40 ± 0.04)? Was könnte man als Notmassnahme einem Hyperventilie-renden anbieten?

4) 10 mL einer 0.1 mol·L-1 Ameisensäurelösung (HCOOH) sollen mit einer 0.035

mol·L-1 KOH-Lösung titriert werden. Zeichen Sie die Titrationskurve möglichst exakt. Dazu gehören die Berech-nungen der folgenden Punkte: a) Berechnung des Anfangs-pH-Wert (bei 0 mL KOH Lösung) b) Berechnung des Pufferpunktes c) Berechnung des Äquivalenzpunktes: Wieviel mL Base wurden ver-

braucht? Welcher pH-Wert zeigt die Lösung am Äquivalenzpunkt an? (gehobene Aufgabe)

d) Berechnung des End-pH-Wertes 5) Der HYGO Abflussreiniger der Migros, der in fester Form erhältlich ist,

enthält neben vielen anderen Bestandteilen Natriumhydrogencarbonat. 14.4 g des Abflussreinigers wurden in 100 mL Wasser gelöst und davon 50 mL

mit HCl-Lösung der Konzentration 0.9 mol·L-1 titriert. Der Äquivalenzpunkt lag bei 35.2 mL HCL-Lösung. Wieviel % Natriumhydrogencarbonat enthält das Pulver?


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