elemente chemie - Ernst Klett Verlag

elemente chemie 8
Lösungen zum Schülerband
für die Klasse 8
der Gymnasien in Bayern
Edgar Brückl
Horst Schaschke
Andrea Schuck
Peter Zehentmeier
Bayern
Ernst Klett Schulbuchverlage
Stuttgart · Leipzig
Autoren:
Edgar Brückl
Horst Schaschke
Andrea Schuck
Peter Zehentmeier
Zeichnungen/ Illustrationen:
Matthias Balonier, Lützelbach
Karin Mall, Berlin
Alfred Marzell, Schwäbisch Gmünd
1. Auflage, 2006
Das Werk und seine Teile sind urheberrechtlich geschützt. Jede Nutzung in anderen als den gesetzlich
zugelassenen Fällen bedarf der vorherigen schriftlichen Einwilligung des Verlages. Hinweis zu § 52 a UrhG:
Weder das Werk noch seine Teile dürfen ohne eine solche Einwilligung eingescannt und in ein
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Fotomechanische Wiedergabe nur mit Genehmigung des Verlages.
© Ernst Klett Verlag GmbH, Stuttgart 2006.
Alle Rechte vorbehalten.
Internetadresse: www.klett.de
ISBN-13: 978-3-12-756021-4
ISBN-10: 3-12-756021-3
Inhaltsverzeichnis
Inhaltsverzeichnis
Sicherheit beim Experimentieren .............................................................................. 4–6
1 Stoffe und ihre Eigenschaften ............................................................................... 7–11
2 Chemische Reaktionen .......................................................................................... 12–21
3 Atombau ..................................................................................................................... 22–24
4 Das Periodensystem .............................................................................................. 25–26
5 Salze und Ionenbindung ....................................................................................... 27–29
6 Metalle und Metallbindungen .......................................................................... 30–33
7 Molekular gebaute Stoffe und Elektronenpaarbindung ........................ 34–38
Sicherheit beim Experimentieren
Beachte beim Experimentieren
Zu den Aufgaben
1 Siehe Begriffe der Abbildung B1.
2 Eine Schutzbrille hat im Gegensatz zu einer normalen Sehbrille größere bruchfeste Kunststoffgläser, die nicht eingeschliffen sind. Außerdem besitzt die Laborbrille Seitenklappen, sodass auch
von der Seite her nichts ins Auge spritzen kann.
Gefahrensymbole und Gefahrenhinweise
Zur Aufgabe
1 Z. B. Rohrreiniger
Symbol „Ätzend“.
Gefahren /Vorsichtsmaßnahmen: „Verursacht schwere Verätzungen. Bei Berührung mit den Augen
sofort gründlich mit Wasser abspülen und Arzt konsultieren. Bei Berührung mit der Haut sofort
mit viel Wasser abwaschen. Bei Unfall oder Unwohlsein sofort Arzt hinzuziehen (wenn möglich
dieses Etikett vorzeigen). Bei der Arbeit geeignete Schutzkleidung, Schutzhandschuhe und
Schutzbrille bzw. Gesichtsschutz tragen. Beschmutzte, getränkte Kleidung sofort ausziehen. Nach
versehentlichem Einnehmen sofort große Mengen Wasser trinken, sofort Arzt aufsuchen und
Verpackung mitnehmen.“
Das Versuchsprotokoll
Zu den Aufgaben
1 Versuchsprotokoll
Datum: 18.12.06
Name:
Thema: Es soll ein Sandkuchen hergestellt werden.
Geräte und Zutaten:
Rührschüssel, Teigschaber, Handrührgerät, mit Butter eingefettete Backform, Mehlsieb, Messer,
Küchenwaage, Backofen, Kuchenplatte
300 g Butter, 275 g Zucker, 1 Päckchen Vanillinzucker, 1 kleines Fläschchen Rumaroma, 1 Prise Salz,
5 Eier, 375 g Weizenmehl, 1/2 Päckchen Backpulver, 2 TL Puderzucker zum Bestäuben
Sicherheitsmaßnahmen:
• Heiße Backform nicht mit bloßen Händen berühren.
• Heiße Backform nur auf hitzebeständige Unterlage stellen.
• Vorsicht im Umgang mit dem aufgeheizten Backofen, z. B. der geöffneten heißen Tür.
Backanleitung:
Die Butter, Zucker und Vanillinzucker mit dem Handrührgerät in der Rührschüssel schaumig
rühren. Eier nach und nach hinzugeben und unterrühren, sodass ein Rührteig entsteht. Das
gesiebte Mehl gründlich mit dem Backpulver mischen und mit dem Teigschaber unter den Teig
heben. Rumaroma hinzufügen. Den fertigen Teig in die gefettete Backform gießen und im
vorgeheizten Backofen bei 180 °C 65 Minuten backen. Den abgekühlten Kuchen aus der Form auf
den Kuchenteller stürzen und mit Puderzucker bestreuen.
Beobachtungen:
Während der ersten 20 Minuten geht der Kuchen auf. Dann wird der Teig nur noch gebräunt,
ohne seine Form zu ändern.
Auswertung:
Das Backpulver reagiert in der Hitze des Backofens chemisch u. a. zu Kohlenstoffdioxid, welches
den Teig „aufbläht“. Durch die Hitze wird der Teig fest, die Gasbläschen sind jetzt fest im Teig
eingeschlossen, sodass der Kuchen nicht mehr in sich zusammenfällt und seine Form beibehält.
Durch die eingeschlossenen Gasblasen ist der gebackene Teig „locker“.
Entsorgung:
Im Magen, Guten Appetit!
4
Sicherheit beim Experimentieren
S i c h e r h e i t b e i m E x p e r i m e n t i e re n
2 Versuchsprotokoll
Datum: 24.12.06
Name:
Thema: Es soll ein Wasserkessel mittels Essigsäure entkalkt werden.
Geräte und Chemikalien:
Verkalkter Wasserkessel, Heizplatte
200 ml Essigessenz, Leitungswasser
Sicherheitsmaßnahmen:
• Essigessenz nicht über die Haut oder in die Augen spritzen.
• Entstehende Dämpfe beim Erwärmen nicht einatmen.
• Nach dem Entkalken den Wasserkessel gut mit Wasser ausspülen.
Versuchsanleitung:
Gib in den Wasserkessel 200 ml Essigessenz und erwärme bis kurz vor dem Sieden. Warte 2
Stunden und gieß die Essigessenz dann ins Waschbecken ab. Spüle den Wasserkessel mit
Leitungswasser gründlich aus.
Beobachtungen:
Die Kalkablagerungen lösen sich unter Gasentwicklung auf. Es bleibt eine klare Lösung zurück.
Auswertung:
Die Essigsäure reagiert mit dem Kalk, wobei Kohlenstoffdioxid entsteht, welches in Form von
Gasbläschen entweicht.
Entsorgung:
Den Rückstand unter laufendem Wasser in den Ausguss kippen.
Impulse Laborführerschein:
Station 1: Chemiesaal
Skizze des jeweiligen Chemiesaals mit Sicherheitseinrichtungen: Not-Aus-Schalter, Feuerlöscher,
Erste-Hilfe-Kasten, Löschdecke, Telefon, Augendusche
Station 2: Gefahrensymbole
E: Explosionsgefährlich
C: Ätzend
F+: Hochentzündlich
T: Giftig
O: Brand fördernd
Station 3: Gasbrenner
Bunsenbrenner anzünden und löschen
Station 4: Suchbild
• Bei Geruchsproben Luft immer mit der Hand zufächeln, sonst Verätzungsgefahr.
• Siedeverzug vermeiden, durch stetes Schütteln des Reagenzglases.
• Beim Erhitzen von Flüssigkeiten im Reagenzglas Reagenzglasöffnung nie auf Personen
richten.
• Versuch immer im Auge behalten.
• Weder Essen noch Trinken im Labor, Vergiftungsgefahr.
• Immer über dem Experimentiertisch hantieren, dann fällt nichts auf den Boden.
• Zerbrochene Glasgegenstände sofort beseitigen, Verletzungsgefahr.
• Taschen etc. an der Laborwand abstellen, damit sie nicht zu Stolperfallen werden.
• Nicht alle Chemikalien dürfen in den Abguss gegossen werden. Auf die richtige Entsorgung
der Chemikalien achten, sonst Rohr- und Umweltschäden.
• Auch nicht experimentierende Schüler müssen eine Schutzbrille tragen, da von benachbarten
Schülern eine Gefahr ausgehen kann.
• Laborgeräte und Chemikalienflaschen nie an den Tischrand, sondern immer in die Mitte des
Tisches stellen, da sie sonst leicht herunterfallen können.
Sicherheit beim Experimentieren
5
Sicherheit beim Exper i m e n t i e re n
Station 5: Versuchsprotokoll
Punkte eines Versuchsprotokolls:
• Datum
• Name
• Thema
• Geräte, Materialien, Chemikalien
• Sicherheitsmaßnahmen
• Versuchsanleitung
• Beobachtungen
• Auswertung
• Entsorgung
Versuchsprotokoll
Datum: 01.12.06
Name: Uwe Mustermann
Thema: Wie lange brennt eine Kerze, wenn ein Glas luftdicht über sie gestülpt wird?
Geräte:
Kerze, Feuerzeug, Glas, Stoppuhr
Sicherheitsmaßnahmen:
Vorsicht im Umgang mit der brennenden Kerze.
Versuchsanleitung:
Die Kerze anzünden. Dann das Glas darüber stülpen und gleichzeitig die Stoppuhr starten. Die
Zeit messen, bis die Kerze erlischt.
Beobachtungen:
Die Kerze erlischt nach 15 Sekunden.
Auswertung:
Die Kerze brennt so lange, bis kein Sauerstoff mehr unter dem Glas vorhanden ist.
Entsorgung:
Keine besonderen Hinweise.
6
Sicherheit beim Experimentieren
1
Stoffe und ihre Eigenschaften
1.1 Chemie – Stoffe und deren Umwandlung
Zu den Aufgaben
1 Chemische Vorgänge: Rosten von Eisen, Sauerwerden von Milch, Kompostieren von Küchenabfällen, Anlaufen von Silber, Anbrennen von Zucker
Physikalische Vorgänge: Erscheinung eines Regenbogens, Aufleuchten einer Glühlampe,
Aufblasen eines Luftballons
Nicht eindeutig zuordenbar: Lösen von Kochsalz in Wasser
2 Z. B.
Chemische Vorgänge: Verbrennen von Holz, Herstellung von Sauerkraut
Physikalische Vorgänge: Schmelzen von Eis, Verbiegen von Draht, Zermahlen von Kohle
Zu den Versuchen
1 Das Magnesium verbrennt zu Magnesiumoxid – einem weißen Pulver. Es hat ein chemischer
Vorgang stattgefunden.
2 Der Platindraht verändert sich durch das Erhitzen nicht. Platin ist ein Edelmetall und kann nicht
verbrannt werden. Es hat somit ein physikalischer Vorgang stattgefunden.
1.2 Stoffgemische und Reinstoffe
Zur Aufgabe
1 Reinstoffe sind: Eisen, Gold, Stickstoff.
Die anderen Stoffe sind homo- oder heterogene Gemische.
Zum Versuch
1 Je nach Brausepulver erhält man unterschiedliche Ergebnisse.
Es lassen sich mindestens zwei Komponenten erkennen: Farbstoffteilchen, die das Wasser
entsprechend färben. Meist ist der Farbstoff an Zucker gekoppelt. Die Lösung schmeckt daher
süß. Weiter findet man farblose Carbonatteilchen, die im Wasser Kohlenstoffdioxid freisetzen und
somit sprudeln.
1.3 Heterogene und homogene Stoffgemische
Zu den Aufgaben
1 Homogene Gemische:
(c) Alkohol und Wasser (Lösung)
Heterogene Gemische:
(a) Benzin und Wasser (Emulsion)
(b) Sand und Wasser (Suspension)
(d) Zucker und Mehl (Feststoffgemisch)
2 Geschlossene Cola- oder Mineralwasserflasche: Homogenes Gemisch.
Geöffnete Cola- oder Mineralwasserflasche: Heterogenes Gemisch.
Folgende Antwort ist auch möglich:
Solange die Kohlensäure bei offenem Gefäß nicht vollkommen in Wasser und Kohlenstoffdioxid
zersetzt ist, liegt ein heterogenes Gemisch vor (Lösung: gas/flüssig). Ist die gesamte Kohlensäure
zersetzt, so liegt ein homogenes Gemisch vor (Lösung: fest/flüssig).
Zu den Versuchen
1
Lösungen:
Suspensionen:
Wasser – Zucker, Wasser – Kochsalz, Wasser – Alkohol, Zucker – Alkohol,
Speiseöl – Benzin
Wasser – Sand, Wasser – Kreidepulver, Zucker – Speiseöl, Zucker – Benzin,
Sand – Speiseöl, Sand – Benzin, Sand – Alkohol, Kreidepulver – Speiseöl,
Stoffe und ihre Eigenschaften
7
Stoffe und ihre Eige n s c h a f t e n
Kreidepulver – Benzin, Kreidepulver – Alkohol, Speiseöl – Kochsalz,
Kochsalz – Benzin, Kochsalz – Alkohol
Emulsionen:
Wasser – Speiseöl, Wasser – Benzin, Speiseöl – Alkohol, Benzin – Alkohol
Feststoffgemische: Zucker – Sand, Zucker – Kreidepulver, Zucker – Kochsalz, Sand – Kreidepulver,
Sand – Kochsalz, Kreidepulver – Kochsalz
2 Der Senf fungiert als Emulgator. Das Dressing mit Senf erscheint als homogenes Gemisch, da
sich die Öl- und Essigphasen nicht mehr auftrennen. Beim Dressing ohne Senf trennen sich die
Essig- und die Ölphase nach einiger Zeit auf.
1.4 Trennverfahren
Zu den Aufgaben
1 Internetrecherche, z. B. zur Aufarbeitung des Mülls mit dem grünen Punkt oder zum Glasrecycling.
2 Destillationen:
• Weinbrandherstellung
• Rohölraffinerie: Herstellung von Benzin, Diesel, Kerosin
3 Herstellung von Weinbrand:
Wein wird destilliert, damit die Alkoholphase mit den Aromastoffen gewonnen wird. Diese Phase
wird wiederholt destilliert, bis ein Alkoholgehalt (Volumenkonzentration) von s º 85 % gewonnen
ist. Dieses Weindestillat lagert für mindestens 6 Monate in Eichenholzfässern. Hierdurch erhält
das Destillat eine goldgelbe bis goldbraune Farbe. Das fertig gelagerte Destillat wird dann bis zur
Trinkstärke mit Wasser verdünnt. Der Mindestalkoholgehalt (Volumenkonzentration) beträgt s =
38 %.
Sinngemäß nach:
Quelle: Meyers Lexikonredaktion: Werner Digel, Gerhard Kwiatkowski (Hrsg.), Meyers großes
Taschenlexikon in 24 Bänden. B.I.- Taschenbuchverlag, 4., vollst. überarb. Aufl. 1992
Zu den Versuchen
1 Trennverfahren für ein Salz-Reis-Nägel-Wasser-Gemisch
1. Magnetscheiden: mit einem Magneten die Nägel aus dem Gemisch entfernen
2. Filtrieren: den Reis abfiltrieren
3. Eindampfen: die Salzlösung erhitzen und eindampfen, bis das Salz zurückbleibt. Das Wasser
kann durch Kondensation an einer kalten Platte, die schräg über die Abdampfschale
gehalten wird, gewonnen werden.
2 Trennung eines Schwefel-Eisen-Gemischs
Magnetscheiden: mit dem Magneten so lange durch das Gemisch rühren, bis das gesamte
Eisenpulver am Magneten hängt.
1.6 Kenneigenschaften von Reinstoffen
Zu den Aufgaben
1 Unbekannte Stoffe könnten selbst giftig, kanzerogen oder ätzend sein, oder sie enthalten
giftige, kanzerogene oder ätzende Verunreinigungen. Daher dürfen keine Geschmacksproben
genommen werden.
2 Eigenschaften von Stoffen:
1. Alufolie: metallischer Glanz, Feststoff, verformbar, nicht magnetisch, geruchs- und
geschmacksfrei, glatte Oberfläche
2. Essig:
Flüssigkeit, farblos (je nach Essigart), saurer Geschmack und Geruch
3. Stickstoff: Gas, farblos, geruchs- und geschmacksfrei
3 In die Fühlbox können beispielsweise gelegt werden:
8
Stoffe und ihre Eigenschaften
S t o f f e u n d i h re E i g e n s c h a f t e n
Wollstück, Samtstück, Alufolie, Korken, Stein, Stück Styropor, Radiergummi, Frischhaltefolie,
Nagel, Stück Holz, Kartonstück, Watte
4 Eisen, Kupfer und Blei schwimmen auf Quecksilber, weil sie eine geringere Dichte haben. Gold
besitzt eine größere Dichte als Quecksilber und sinkt daher.
5 Die Stoffe einer Gruppe haben jeweils den gleichen Aggregatzustand. Von oben nach unten:
gasförmig, flüssig, fest.
Zu den Versuchen
1 Die Löslichkeit von Stoffen ist stark temperaturabhängig. Im heißen Wasser lösen sich ca. 15 g
Zucker, im kalten Wasser lösen sich nur 2 g Zucker. (Je nach tatsächlicher Wassertemperatur
schwanken die Werte.)
2 Dichtemessung eines Steins:
1. Messzylinder mit Wasser bis zu einer bestimmten Marke füllen.
2. Stein in den Messzylinder geben und veränderten Füllstand notieren.
Die Differenz aus den beiden Messwerten ergibt in etwa das Volumen des Steins.
3. Den Stein wiegen.
4. Dichteberechnung: Den Quotienten aus der Masse (Einheit: g) und dem Volumen (Einheit:
cm³) bilden.
3 Dichtebestimmung von Wasser und Spiritus:
1. Je 100 ml Wasser und Spiritus abmessen und jeweils wiegen:
Beispiel für mögliche Messwerte:
100 ml Wasser:
100,13 g
100 ml Spiritus: 80,86 g
2. Dichteberechnungen: r(X) = m(X)/V(X)
Wasser: r(Wasser) = 100,13 g /(100 cm³) = 1,00 g/cm³
Spiritus: r(Spiritus) = 80,86 g /(100 cm³) = 0,81 g/cm³
[Vgl. r(Alkohol) = 0,79 g/cm³]
Spiritus hat eine geringere Dichte als Wasser.
1.8 Exkurs Modelle im Alltag und in der Chemie
Zu den Aufgaben
1
Beispiele, was nicht dargestellt
werden kann
Lage großer Städte und Ortschaften, große Räumlicher Überblick über die gesamte
Gewässer, Gebirge
Erdkugel, kleine Städte, Orte, Straßen
Atlas
und Gewässer, Gebäude
Räumliche Lage der Kontinente zueinanLage kleiner Ortschaften, Straßen,
der, Gebirge, Länder, Hauptstädte u. a.
Globus
Gewässer, Gebäude
große Städte
Lage aller Städte und großer wie kleiner
Überblick über alle Städte etc., Gebirge
Landkarte Ortschaften, Straßen, evtl. besondere
Gebäude, alle Gewässer
Beispiele für die möglichen Darstellungen
1.9 Diffusion und Kugelteilchenmodell
Zu den Versuchen
1 Vom Kaliumpermanganatkristall steigen zunächst violette Schlieren auf (Einsetzen der Diffusion durch die Brown`sche Molekularbewegung). Nach ca. 5 Stunden ist das gesamte Kaliumpermanganat gleichmäßig verteilt.
Stoffe und ihre Eigenschaften
9
Stoffe und ihre Eige n s c h a f t e n
2 Im heißen Wasser ist die Diffusion der Früchteteefarbstoffe schneller als im kalten Wasser.
Daher hat das heiße Wasser schneller eine homogene Färbung als das kalte Wasser.
1.11 Durchblick Zusammenfassung und Übung
Zu den Aufgaben
1 Chemische Vorgänge liegen immer dann vor, wenn sich der Stoff geändert hat und er somit
nach der chemischen Reaktion andere Eigenschaften besitzt als vor der Reaktion.
Chemische Vorgänge sind:
b) Spiritus brennt (Ruß steigt auf, Kohlenstoffdioxid und Wasser entstehen)
d) Eisen rostet (Eisen verwandelt sich in das rostbraune, poröse Eisenoxid)
2 Trennverfahren: a) Extraktion, b) Filtration und Extraktion, c) Destillation
Weitere Beispiele für Trennverfahren im Alltag und in der Industrie:
Destillation: Schnapsbrennerei
Eindampfen: Salzgewinnung aus Meerwasser
Sieben: Nudeln, Reis abseihen
Eindampfen: Sauce einkochen, Marmelade herstellen
3 Iod sublimiert beim Erhitzen. Das Iod geht im Gegensatz zum Sand direkt vom festen in den
gasförmigen Aggregatzustand über, steigt auf und resublimiert. Die reinen Iodkristalle setzen
sich oben am kühlen Gefäßrand ab. Der Sand bleibt am Gefäßboden unverändert zurück.
4 Trennung eines Sand-Eisenspäne-Kochsalz-Gemischs:
1. Magnetscheiden: Einen Magneten so lange durch das Gemisch ziehen, bis die gesamten
Eisenspäne aufgesammelt sind.
2. Aufschlämmen und Filtrieren: Gemisch mit Wasser vermengen, umrühren und dann
filtrieren
3. Eindampfen: Lösung erhitzen, bis nur noch das Kochsalz zurückbleibt. Das Wasser kann mit
einer schräg über die Abdampfschale gehaltenen (Stativ!) Glasscheibe kondensiert und
aufgefangen werden.
5 Steckbrief: Eisen
Farbe: metallisch glänzend, grau
Aggregatzustand bei Zimmertemperatur: Feststoff
Verformbarkeit: biegsam, nicht elastisch
Oberflächenbeschaffenheit: glatt
Leitfähigkeiten: gute Wärme- und elektrische Stromleitfähigkeit
Dichte: 7,87 g/cm³
Schmelztemperatur: 1535 °C
Siedetemperatur: 2750 °C
Löslichkeit: unlöslich
Chemische Eigenschaften: bildet mit Sauerstoff „Rost“ (Eisenoxid)
6 Die Gase sind in Wasser nur sehr schlecht löslich. Die Löslichkeit hängt von der Temperatur ab.
Durch das Erwärmen verringert sich die Löslichkeit der Gase, sodass sie sich herauslösen und als
Blasen aufsteigen. Im Wasser ist Luft gelöst. Da Sauerstoff die geringste Löslichkeit hat, handelt
es sich bei den aufsteigenden Gasblasen hauptsächlich um Sauerstoff.
7 Die Angabe gibt den Reinheitsgrad wieder. Das bedeutet, dass kein 100 % reines Gold vorliegt,
sondern nur 99,99 %iges.
8 Suspensionen (heterogen):
Wasser mit Mehl, Sand
Lösungen (homogen):
Wasser mit Kochsalz, Zucker
Sind die Lösungen übersättigt, ergeben sich heterogene Gemische.
10
Stoffe und ihre Eigenschaften
S t o f f e u n d i h re E i g e n s c h a f t e n
9 Dichtebestimmung von Eisen:
1. Messzylinder bis zu einer bestimmten Marke mit Wasser füllen.
2. Die Nägel/den Nagel in den Messzylinder geben und den veränderten Füllstand notieren.
Die Differenz aus den beiden Messwerten ergibt in etwa das Volumen der Nägel/eines
Nagels.
3. Die Nägel/den Nagel wiegen.
4. Dichteberechnung: Den Quotienten aus der Masse und dem Volumen bilden.
[r(Eisen) = 7,87 g/cm3].
10 Masse von 100 l Luft m(Luft) = V(Luft) · r(Luft) = 100 l · 1,2046 g/l = 120,46 g
Die Masse von 100 l Luft beträgt 120,46 g.
11 Reinstoffe folgender Gemische:
Milch: Wasser, Milchzucker (Lactose), Milchfett, Calciumchlorid
Bier: Wasser, Kohlensäure, Kohlenstoffdioxid, Alkohol
Blut: Wasser, Glucose, Sauerstoff, Kohlenstoffdioxid
12 Bei unserer Zellatmung entsteht gasförmiges Wasser, welches wir ausatmen. Das Wasser
kondensiert an der kalten Glasscheibe. Das heißt, der Aggregatzustand des Wassers wechselt
dabei von gasförmig zu flüssig.
13 Kohlenstoffdioxid: gasförmig. Die Kohlenstoffdioxidteilchen haben bei Zimmertemperatur
eine große Beweglichkeit. Die Abstände zwischen den Teilchen sind sehr groß.
Wasser: flüssig. Die Teilchen sind enger beieinander als im gasförmigen Zustand. Die Teilchen
können sich weniger frei bewegen als im gasförmigen Zustand, aber freier als im festen.
Kupfer: fest. Die Kupferteilchen haben feste Plätze und schwingen nur auf der Stelle. Die
Abstände zwischen den Teilchen sind sehr klein.
14 Pinwand erstellen.
15 Masse eines Bleiwürfels:
m(Blei) = r(Blei) · V(Blei) = 11,4 g/cm³ · (2,5)³ cm³ = 178,1 g
Der Bleiwürfel hat eine Masse von 178,1 g.
16 Dichtevergleich:
1. Schmuckstück wiegen
2. Goldstück mit analoger Masse besorgen.
3. Beide Stücke jeweils in einen Messzylinder mit Wasser geben und die jeweilige verdrängte
Wassermenge beobachten.
4. Vergleich der Werte: Nur wenn das Schmuckstück genauso viel Wasser verdrängt wie das
Goldstück, besteht das Schmuckstück wahrscheinlich aus reinem Gold.
Alternativer Lösungsweg:
Dichtewert des Schmuckstücks bestimmen und mit dem von Gold vergleichen. Stimmen die
Dichtewerte überein, so besteht das Schmuckstück wahrscheinlich aus reinem Gold.
(Streng genommen ist nur gezeigt, dass das Material eine Mindestbedingung erfüllt, nämlich die
richtige Dichte zu haben. Es könnte sich trotzdem um einen anderen Stoff handeln. So hat
Wolfram annähernd die gleiche Dichte wie Gold.)
Stoffe und ihre Eigenschaften
11
2
Chemische Reaktionen
2.1 Luft und Verbrennung
Zu den Versuchen
1 Das Teelicht unter dem größeren Glas (ca. 500 ml) brennt am längsten, weil in diesem Glas am
meisten Luft enthalten ist. Unter dem Glas mit dem mittleren Volumen (ca. 250 ml) wird das
Teelicht wiederum länger brennen als unter dem Glas mit dem kleinsten Volumen (ca. 100 ml).
2 Entzündet man eine der beiden Eisenwolleportionen an der Balkenwaage, so verglüht dieser
Bausch. Ein Glühen, das sich durch die Eisenwolle fortsetzt, ist zu beobachten. Gleichzeitig neigt
sich der Wägearm der Balkenwaage zur Seite des glühenden Eisens. Damit ist eine Massenzunahme zu beobachten. Das Eisen muss mit der Luft bzw. einem Bestandteil davon (nämlich
Sauerstoff) zu einem neuen Stoff reagiert haben. Es entsteht Eisenoxid – ein blauschwarzer,
spröder Stoff. Es hat offensichtlich eine chemische Reaktion stattgefunden.
3 Mit dem Kolbenproberversuch wird gezeigt, dass sich das Gasvolumen in der Apparatur um
etwa ein Fünftel verringert. Das heißt, etwa 20 % der Luft reagieren mit der Eisenwolle zu
Eisenoxid. Das Experiment kann auch mit Kupferwolle oder Phosphor durchgeführt werden. Man
gelangt immer zum gleichen Ergebnis.
Drückt man das Restgas, also ca. 80 % der eingesetzten Luft, in einen Standzylinder und hält
einen brennenden Holzspan in diesen, so stellt man fest, dass der Holzspan erlischt. Im Restgas
ist kein Sauerstoff mehr enthalten, deshalb kann die Verbrennung nicht unterhalten werden. Das
Restgas besteht hauptsächlich aus Stickstoff, welcher erstickend wirkt. Er kann eine Verbrennung
offensichtlich nicht unterhalten.
Zu den Aufgaben
1 In Öfen und Heizungen können die folgenden Brennstoffe eingesetzt werden: Heizöl, Erdgas,
Kohle, Holz und Papier.
2 Holzkohle besteht hauptsächlich aus Kohlenstoff. Verbrennt man Holzkohle in einem Gartengrill, so wird der Kohlenstoff in Kohlenstoffdioxid überführt. Das Kohlenstoffdioxid ist das
Hauptverbrennungsprodukt. Es ist gasförmig und entweicht in die Luft. Bleibt im Grill noch Asche
zurück, so handelt es sich dabei um in der Holzkohle vorhandene Mineralstoffe, die mit dem
Sauerstoff der Luft nicht reagiert haben, und um Carbonate, die sich aus dem Kohlenstoffdioxid
gebildet haben.
3 Als Stoffe, die nicht brennbar sind, können u. a. genannt werden: Sand, Granit, Kalkstein, Glas,
Porzellan, Gold, Platin, Helium und Argon.
4 Bei einem Benzinmotor wird Benzin mit dem Sauerstoff der Luft verbrannt, wobei u. a. die
Verbrennungsprodukte Kohlenstoffdioxid und Wasserdampf entstehen. Der Mond besitzt keine
Atmosphäre, Sauerstoff steht damit zur Verbrennung von Benzin nicht zur Verfügung. Insofern
müssen Mondfahrzeuge mit einem Elektromotor betrieben werden.
Während die Erde von einer Lufthülle umgeben ist, befindet sich im Weltall kein Sauerstoff zum
Atmen. Die Astronauten tragen deshalb Raumanzüge, um mit dem lebensnotwendigen Sauerstoff
versorgt zu werden.
2.5 Eigenschaften des Sauerstoffs
Zu den Versuchen
1 Die brennende Kerze, die sich im Standzylinder befindet und mit reinem Sauerstoff versorgt
wird, brennt schneller ab als die Kerze, die von Luft umgeben ist. Die Geschwindigkeit, mit der die
Verbrennung abläuft, ist bei der Kerze im Standzylinder größer. Dies ist deshalb der Fall, weil die
Anzahl der Sauerstoffteilchen pro Volumeneinheit im Zylinder größer ist als bei der anderen
Kerze. Anhand dieses Versuches kann dem Schüler schon im Anfangsunterricht anschaulich
vermittelt werden, was der Chemiker unter Reaktionsgeschwindigkeit versteht.
12
Chemische Reaktionen
Chemische Reaktionen
2 An der Luft verglüht die Eisenwolle, in reinem Sauerstoff reagiert die Eisenwolle mit diesem
lebhaft unter Funkensprühen. Auch bei diesem Versuch zeigt sich, dass Luft zwar die Verbrennung
unterhält, diese aber in reinem Sauerstoff lebhafter und schneller abläuft. Um die jeweilige
Brenndauer bestimmen zu können, ist es wichtig, dass zwei Eisenwolleportionen mit der gleichen
Masse verwendet werden.
2.7 Nachweisreaktionen
Zu den Versuchen
1 Der glühende Holzspan brennt in einem Zylinder, der mit Sauerstoff gefüllt ist. Die Eigenschaft,
dass Sauerstoff die Verbrennung fördert, nutzt man gewissermaßen gleichzeitig aus, um ihn
nachzuweisen.
2 Erhitzt man Kaliumpermanganat in einem schwer schmelzbaren Reagenzglas, so zersetzt sich
dieses in Braunstein (Mangandioxid) und Sauerstoff. Weil bei dieser Zersetzungsreaktion
Sauerstoff entsteht, wird der glühende Glimmspan im Reagenzglas wieder entflammen.
3 Das über den Trichter gestülpte Reagenzglas ist zunächst vollständig mit Wasser gefüllt. Nach
dem Versuch stellt man fest, dass das Wasser aus dem Reagenzglas verdrängt wurde. Das ist der
Nachweis dafür, dass ein Gas entstanden ist, das die Zahnprothesenreinigungstablette durch die
Reaktion mit Wasser liefert. Die Glimmspanprobe verläuft positiv. Das ist ein Hinweis dafür, dass
Sauerstoff entstanden ist. Dem Schüler kann bereits im Anfangsunterricht vermittelt werden,
dass man noch andere Informationen benötigt, um letztendlich auf das Vorliegen von Sauerstoff
schließen zu können.
4 Ein „Oxireiniger“ ist ein Universalreiniger, der in Wasser, so wie es bei den Zahnprothesenreinigungstabletten (vgl. V3) der Fall ist, Sauerstoff freisetzt, der wiederum für die Reinigungswirkung
verantwortlich ist. Erhitzt man den Oxireiniger in einem Reagenzglas, so entsteht ebenfalls
Sauerstoff. Die Glimmspanprobe verläuft deshalb positiv.
5 Marmor entsteht aus Kalkstein bei hohem Druck und hoher Temperatur und besteht aus
Calciumcarbonat. Mit verdünnter Essigsäure reagiert Calciumcarbonat zu Calciumacetat, wobei
außerdem Kohlenstoffdioxid und Wasser entstehen. Das Kohlenstoffdioxid wiederum kann mit
Kalkwasser nachgewiesen werden. Dieses ist eine wässrige Calciumhydroxidlösung. Das Kalkwasser reagiert mit dem Kohlenstoffdioxid wiederum zu Calciumcarbonat, das als unlöslicher
Feststoff ausfällt. Der Chemiker sagt, es entsteht ein Niederschlag. Dem Schüler kann vermittelt
werden, dass Marmorplatten nicht mit einer Essigessenz geputzt werden dürfen, weil diese zu ca.
25 % aus Essigsäure besteht und Marmorplatten deshalb angegriffen bzw. beschädigt werden.
6 Im ersten Teil des Versuchs wird die angesogene Luft durch das Kalkwasser getrieben. Beim
zweiten Teil wird die ausgeatmete Luft in das Kalkwasser geblasen. Es ist darauf zu achten, dass
der Schüler kein Kalkwasser ansaugt, also auf das richtige Ende der Waschflasche achtet.
Man stellt fest, dass die Trübung des Kalkwassers bei der ausgeatmeten Luft erheblich stärker
ausfällt als bei der eingeatmeten Luft. Das ist ein Nachweis dafür, dass die Ausatmungsluft mehr
Kohlenstoffdioxid enthält als die Einatmungsluft. Dem Schüler kann vermittelt werden, dass sich
beim Menschen in einem Liter ausgeatmeter Luft etwa 40 ml Kohlenstoffdioxid befinden,
während der Anteil in der Einatmungsluft nur bei 0,4 ml liegt. Mit diesem Versuch kann dem
Schüler eindrucksvoll demonstriert werden, dass bei chemischen Vorgängen im Organismus
Kohlenstoffdioxid entsteht.
7 Beim Verbrennen von Holzkohle entsteht Kohlenstoffdioxid. Das Kalkwasser zeigt nämlich
einen starken weißen Niederschlag von Calciumcarbonat. Damit wird gezeigt, dass Kohlenstoffdioxid das Verbrennungsprodukt von Holzkohle ist.
Zur Aufgabe
1 Das durch einen Niederschlag getrübte Kalkwasser ist eine Suspension.
Chemische Reaktionen
13
Chemische Reaktion e n
2.10 Exkurs Explosionen
Zu den Versuchen
1 Richtet man den Gasbrenner auf das Mehl in der Porzellanschale, so bringt man es kaum zum
Brennen. Die Zündtemperatur von Mehl ist nämlich sehr hoch. Bei Roggenmehl liegt sie z. B. bei
500 ˚C.
2 Für die Durchführung der Mehlstaubexplosion ist im Handel auch eine entsprechende Versuchsapparatur erhältlich. Bei der Explosion wird der Deckel der Apparatur hochgehoben, es zeigt
sich eine Stichflamme und das Mehl wird aufgewirbelt. Deshalb müssen die in V2 angegebenen
Vorsichtsmaßnahmen unbedingt eingehalten werden!
Statt getrocknetem Mehl können auch Stärke oder Bärlappsporen verwendet werden. Der
Versuch zeigt eindrucksvoll, dass der Zerteilungsgrad eines Stoffes einen großen Einfluss auf die
Heftigkeit einer Reaktion hat. Er beeinflusst die Reaktionsgeschwindigkeit.
2.12 Exkurs Stille Verbrennungen
Zu den Versuchen
1 Die Eisenwolle, die mit Essig angefeuchtet wurde, weist nach einigen Tagen rotbraune Stellen
auf. Es ist Rost entstanden. Rost ist ein Stoffgemisch, das weitgehend aus rotbraunem Eisenoxid
besteht. Gleichzeitig steigt das Wasser im Reagenzglas an. Das ist der Beweis dafür, dass der im
Reagenzglas eingeschlossene Sauerstoff mit dem Eisen reagiert hat. Bei der Eisenwolle, die
unverändert im Reagenzglas eingeschlossen ist, stellt man hingegen keine Veränderung fest. Es
kann gefolgert werden, dass Essigsäure den Rostvorgang fördert.
2 Das Experiment wird analog zu V1 durchgeführt. Statt Essig wird nun Salzwasser verwendet,
mit dem man die Eisenwolle befeuchtet. Man stellt fest, dass auch Salzwasser den Rostvorgang
fördert. Dem Schüler kann mit dem Versuch vermittelt werden, dass das im Winter auf den
Straßen gestreute Salz zu Schäden an den Autokarosserien führen kann. Wird die Eisenwolle nur
mit Wasser befeuchtet, so stellt man nach einer gewissen Zeit ebenfalls Rostbildung fest.
Allerdings läuft diese stille Verbrennung, die ohne Salz erfolgt, nicht so schnell ab. In Ländern mit
geringer Luftfeuchtigkeit gibt es kaum Rostschäden an Autos.
Zu den Aufgaben
1 Im Körper kommt es zu stillen Verbrennungen. Das heißt, Nährstoffe der Nahrung wie z. B.
Kohlenhydrate und Fette werden im Organismus abgebaut, wobei u. a. Kohlenstoffdioxid und
gasförmiges Wasser entstehen. Dabei wird Energie frei gesetzt. Das ist der Grund, warum die
Körpertemperatur von 36 – 37 ˚C wesentlich höher sein kann als etwa eine Zimmertemperatur
von 20 – 21 ˚C.
2 Eine Rostschicht, die weitgehend aus rotbraunem Eisenoxid besteht, ist locker und porös. Der
Sauerstoff der Luft kann sie durchdringen und so an das darunter liegende Metall gelangen,
sodass im Laufe der Zeit auch dicke Eisenstangen und nicht nur dünne Eisenbleche durchrosten.
2.13 Exkurs Brandbekämpfung
Zu den Aufgaben
1 Fette und Öle haben eine geringere Dichte als Wasser. Deshalb schwimmen sie auf ihm. Fette
und Öle lassen sich mit dem Wasser nicht vermischen. Das ist der Grund, warum brennende Fette
und Öle nicht mit Wasser gelöscht werden können. Brennen Speisefette, so muss die Flamme mit
einem Topfdeckel oder einer Decke erstickt werden. Durch Wasserzufuhr kann sich der Brand nur
noch verstärken, weil das brennende Fett in die Umgebung spritzen kann.
2 Sind die Kleider eines Menschen in Brand geraten, so muss sich dieser unter eine Wasserdusche stellen. Steht kein Wasser zur Verfügung, so muss die Kleidung mit Decken eingehüllt
14
Chemische Reaktionen
Chemische Reaktionen
werden, um die Luftzufuhr zu unterbinden. Auch das Wälzen auf dem Boden ist sinnvoll, um die
Flammen zum Erlöschen zu bringen.
2.16 Kennzeichen einer chemischen Reaktion
Zu den Versuchen
1 Wichtig ist das gründliche Verreiben der Eisen-Schwefel-Mischung. Wahrscheinlich wird dabei
die die Eisenkörnchen umgebende dünne Oxidschicht aufgebrochen und so die Reaktivität
erhöht.
Das manchmal beschriebene Zünden mit einer glühenden Stricknadel gelingt nicht immer.
2 Man kann Wassertröpfchen am Becherglas erkennen. Bei der Verbrennung von Wasserstoff
wird also Wasser gebildet.
Zu den Aufgaben
1 Vorschläge:
- Magnetscheiden: Mit einem Magneten (z. B. Rührfisch) wird das Eisenpulver aus dem Gemisch
herausgezogen. Wenn man zwischen den Magneten und das Eisen-Schwefel-Gemisch ein Stück
Filterpapier legt oder um den Magneten eine Frischhaltefolie oder Tüte macht, dann erleichtert
dies das Ablösen des Eisenpulvers vom Magneten.
- Sedimentieren: Schüttet man das Gemisch auf Wasser, dann setzt sich das Eisenpulver ab, der
Schwefel schwimmt oben auf.
- Windschichten: Durch künstlichen Wind lässt sich das leichtere Schwefelpulver mehr oder
weniger vollständig wegpusten.
2
•
•
•
•
•
Zum Beispiel durch Vergleich folgender Eigenschaften von Eisen und Schwefel bzw. Eisensulfid:
Magnetisches Verhalten
Betrachten mit Lupe/Mikroskop
Leitfähigkeit
Bestimmung der Dichte in Relation zu der von Wasser
Brennbarkeit
3 Z. B. Verbrennungsreaktionen im Kapitel „Luft“
Eisen + Sauerstoff
Schwefel + Sauerstoff
Kohlenstoffdioxid + Calciumcarbonat
Wasserstoff + Sauerstoff
Magnesium + Sauerstoff
Glucose + Sauerstoff






Eisenoxid
Schwefeldioxid
Calciumhydrogencarbonat
Wasser
Magnesiumoxid
Kohlenstoffdioxid + Wasser
2.17 Massenbeziehungen bei chemischen Reaktionen
Zu den Versuchen
1 Man sollte die befüllten Reagenzgläser vor der Reaktion mehrmals wiegen, um so zu zeigen,
dass die Anzeige der dritten Nachkommastelle schwankt. Falls dann nach dem Versuch eine
Abweichung im Tausendstel-Gramm-Bereich auftritt, dann wird dies vom Schüler leichter als
„apparatureigene“ Messungenauigkeit akzeptiert.
2 Ein Längsknick im eingesetzten Kupferblech kann dafür sorgen, dass das Blech an allen Seiten
mit dem Schwefeldampf in Kontakt kommt. So wird eine quantitative Umsetzung begünstigt.
Zu den Aufgaben
1 Erklärung: Es wird nur ein Teil des eingesetzten Schwefels vom Kupfer gebunden. Der Rest des
Schwefels reagiert mit dem Sauerstoff der Luft zu gasförmigen Schwefeldioxid oder verdampft.
Chemische Reaktionen
15
Chemische Reaktion e n
2 Sowohl das Kupfer als auch das Kupfersulfid haben eine sehr hohe Siedetemperatur. Ein
Verdampfen, so wie beim Schwefel geschehen, ist also nicht zu erwarten. Auch eine Reaktion mit
dem Luftsauerstoff (zu ebenfalls hochsiedendem Eisenoxid) ist eher unwahrscheinlich, da die
Reaktion in einer weitgehend sauerstofffreien Schwefeldampfatmosphäre stattfindet.
2.18 Chemische Symbol- und Formelsprache
Zu den Aufgaben
1 Derartige Begriffe findet man reichlich in den einschlägigen Wörterbüchern.
Z. B.:
• monogam (in Einehe lebend), Monogramm (Namenszug), Monokel (Augenglas für nur ein
Auge), Monokultur (einseitiger Anbau einer Kulturpflanze), Monolog (Selbstgespräch), Monopol (das Recht auf Alleinhandel), monoton (eintönig), ...
• Dialog (Zwiegespräch), Dilemma (Zwangslage; Wahl zwischen zwei Dingen), ...
• Triathlon (Dreikampf aus Schwimmen, Radfahren und Laufen), Trilogie (Folge von drei zusammengehörenden künstlerischen Werken), Trio (Musikstück für drei Instrumente), ...
• Tetraeder (Vierflächner), Tetrapode (vierfüßiges Landwirbeltier), Tetrapak (ein Getränkekarton),…
• Pentagon (Fünfeck), Pentagramm (fünfzackiger Stern), ...
• Hexameter (sechsfüßiger Vers), Hexaeder (Sechsflächner, Würfel)
2
a) Natriumchlorid: Kochsalz
b) Magnesiumoxid: Magnesia. Als mildes Neutralisationsmittel für Magensäure; für feuerfeste
Geräte (z. B. Magnesiastäbchen, Magnesiarinne).
Das beim Klettern verwendete „Magnesia“ oder „Chalk“ ist ein Gemisch aus Magnesiumcarbonat und Magnesiumhydroxid. Magnesia wird hier verwendet, um die Hände trocken zu
halten (wirkt hygroskopisch); daneben neutralisiert es den sauren Handschweiß.
c) Kohlenstoffmonooxid: Verwendung bei der Herstellung von Roheisen aus Eisenerz;
Stichwort: Boudouard-Gleichgewicht. Teil des Gemischs der Autoabgase, Atemgift.
d) Aluminiumoxid (Dialuminiumtrioxid): Tonerde (pulvrig), Korund (kristallin). In Schleifmitteln
(„Schmirgelpapier“); einige natürliche Edelsteine, die durch Metalloxideinlagerung gefärbt
sind (Rubin, Saphir, Topas, Smaragd); in Lasern.
e) Siliciumoxid (Siliciumdioxid): Quarz. Hauptbestandteil von Granit, Gneis, Sandstein;
Bergkristall, Rauchtopas, Rosenquarz und Amethyst sind Quarzkristalle mit färbenden
Beimengungen.
3 In aller Regel verwendet man bei Nichtmetall-Nichtmetall-Verbindungen griechische Zahlwörter und bei Metall-Nichtmetall-Verbindungen römische Zahlen zur eindeutigen Benennung.
a) Schwefeldioxid
b) Schwefeltrioxid
c) Stickstoffdioxid
d) Stickstoffmonooxid
e) Kohlenstofftetrachlorid (ältere Benennung: Tetrachlorkohlenstoff)
4
a) Eisen(III)-oxid
b) Eisen(II)-oxid
c) Blei(II)-chlorid
d) Blei(IV)-chlorid
e) Kupfer(II)-chlorid
16
Chemische Reaktionen
Chemische Reaktionen
5
a) 2 Na + Cl2  2 NaCl (Natriumchlorid)
b) 4 Al + 3 O2  2 Al2O3 (Aluminiumoxid)
c) Fe + S  FeS
d) FeS + 2 HCl  FeCl2 + H2S (Schwefelwasserstoff; sollte nach den behandelten Nomenklaturregeln eigentlich „Wasserstoffsulfid“ heißen)
e) Mg + H2O  MgO + H2
2.19 Exkurs Die Namen einiger Elemente
Zur Aufgabe
1
Element
Bohrium
Curium
Einsteinium
Lawrencium
Meitnerium
Mendelevium
Nobelium
Rutherfordium
Namensgeber
Wissenschaftliche Leistungen
Er lieferte wichtige Erkenntnisse zur Kernphysik und zum
Niels Bohr
Atombau.
1903 Physiknobelpreis (zusammen mit ihrem Mann
Pierre und Antoine Becquerel) für die Entdeckung
mehrerer radioaktiver Elemente. Erste NobelpreisträgeMarie Curie
rin.
1911 Chemienobelpreis für Erforschung des Radiums.
Zuvor erhielt kein Forscher einen zweiten Nobelpreis.
Albert Einstein
Spezielle und allgemeine Relativitätstheorie.
Ernest Lawrence
Konstruierte das erste Zyklotron (Teilchenbeschleuniger).
Lise Meitner
Forschungen zum Atombau und zur Radioaktivität.
Dmitrij Mendelejew Aufstellung des Periodensystems.
Schwedischer Chemiker, Erfinder des Dynamits. Stifter
Alfred Nobel
des Nobelpreises.
Ernest Rutherford
Arbeiten zu Atombau und Kernphysik.
2.20 Praktikum Einfache chemische Reaktionen
1, 2 Bei allen Versuchen zur Massenerhaltung ist zu beachten, dass der experimentelle Nachweis
die Massenerhaltung immer nur bis zu einer gewissen Genauigkeit demonstriert. Auch ist ein
etwaiger Unterschied in den beiden Wägeergebnissen zum Beispiel im Milligrammbereich nicht
als eine Verletzung der Massenerhaltung zu deuten. Vielmehr lassen die experimentellen
Möglichkeiten eine Messung höherer Genauigkeit nicht zu.
3 Das auseinander gefaltete Kupferbriefchen zeigt innen noch weitgehend die unveränderte
Oberfläche des metallischen Kupfers, außen dagegen ist das Briefchen schwarz, da sich nur im
Kontakt mit dem Sauerstoff der Luft das schwarze Kupferoxid bilden konnte.
4 Im Brausepulver befinden sich unter anderem Natriumhydrogencarbonat und eine ebenfalls
feste Säure, z. B. Citronensäure. Im trockenen Zustand reagieren die beiden Feststoffe nicht
miteinander. (Man denke an die Beobachtung der Alchemisten: „Corpora non agunt nisi soluta.“
Die Stoffe reagieren nur im gelösten Zustand.)
Nach Wasserzugabe lösen sich beide Stoffe, und die Säure setzt aus dem Hydrogencarbonat
Kohlenstoffdioxid frei.
Das Kohlenstoffdioxid blubbert durch das Gährröhrchen und bringt dort aus dem Kalkwasser
Calciumcarbonat zur Ausfällung. Dies zeigt sich in einer Trübung.
Im letzten Teil des Versuchs erlischt das Teelicht. Kohlenstoffdioxid hat eine größere Dichte als
Luft und kann deshalb bei vorsichtiger Handhabung regelrecht „umgegossen“ werden. Das
Kohlenstoffdioxid fließt in das Becherglas und verdrängt von unten die Luft.
Chemische Reaktionen
17
Chemische Reaktion e n
2.21 Die Reaktionsenergie
Zu den Versuchen
1 Wichtig ist, dass die Chemikalien einigermaßen frisch sind.
2 Wenn die Krokodilklemmen groß genug sind, dann kann man mit ihnen das Zinkblech bzw. den
Kohlestab an der Wand des Becherglases festklemmen und so fixieren.
3 Falls der Versuch nicht sofort gelingt, sollte man sich hüten, mit reinem Sauerstoff „nachzuhelfen“. Für das Verdunsten des Brennstoffs sollte etwas Geduld aufgebracht werden.
Zu den Aufgaben
1
Kerze
Chemische Reaktion, exotherm
Sauerstoff notwendig
Brennt, solange noch Wachs vorhanden ist
Wird beim Abbrennen kleiner
Produziert Kohlenstoffdioxid
Glühlampe
Physikalischer Prozess: Wolframdraht glüht
Sauerstoffzutritt würde zum Verglühen des
Drahtes führen
Brennt, solange der Strom eingeschaltet ist
Bleibt unverändert
Keine Stoffabgabe
2 Wortgleichung der „stillen Verbrennung“ ( Zellatmung):
Zucker + Sauerstoff  Kohlenstoffdioxid + Wasser (exotherm)
Die Energie fällt als Wärme und als ATP („Energiewährung“) an.
2.22 Energieumsatz und Energieerhaltung
Zu den Versuchen
1 Durch die Stärkelösung im Gärröhrchen weist man das gebildete Iod nach. Gleichzeitig wird es
gebunden. Gärröhrchen haben bei Gasnachweisen gegenüber der „klassischen“ Variante mit
Waschflaschen den Vorteil, dass beim Abkühlen keine Flüssigkeit ins Reaktionsgefäß zurückschlägt (vgl. Kap. 2.20, B3). Zur Beachtung: Manche Menschen haben eine Iodallergie.
2 Es empfiehlt sich, die Messwerte zu notieren. Man kann dann bei der „Ableitung einer
Molekülformel“ (Kap. 7.2) ggf. auf das gemessene Volumenverhältnis von
V(Wasserstoff) : V(Sauerstoff) = 2 : 1 zurückgreifen.
Aber: Dieses Volumenverhältnis ist bestenfalls ein Hin- aber kein Beweis für die Formel H2O.
3 Das Arbeiten mit dem elementaren Stoff Iod sollte im Abzug stattfinden, da einige Menschen
eine Iodallergie haben. (Bemerkung: Die „echte“ Iodtinktur als Desinfektionsmittel ist weitestgehend aus dem Handel verschwunden.)
Zu den Aufgaben
1
Im Licht:
Farbloser Stoff
Im Dunkeln:
Dunkler Farbstoff
18
Chemische Reaktionen

Dunkler Farbstoff (endotherm)

Farbloser Stoff (exotherm)
Lichtenergie
Chemische Reaktionen
3
2.23 Die Aktivierungsenergie
Sauerstoff + Wasserstoff
innere Energie
2
• Thermolyse von Diiodpentaoxid:
2 I2O5  2 I2 + 5 O2
• Elektrolyse von Wasser:
2 H2O  2 H2 + O2
• Fotolyse von Silber(I)-chlorid:
2 AgCl  2 Ag + Cl2
Elektrolyse
(endotherm)
Brennstoffzelle
(exotherm)
Wasser
Zum Versuch
1 Die Reaktion läuft sehr heftig ab. Auch entstehen, als ungewolltes Nebenprodukt (Reaktion von
Schwefel mit dem Luftsauerstoff), größere Mengen an Schwefeldioxid. Daher sollte man zum
einen auf zu große Stoffmengen verzichten und zum anderen das Gemisch im Abzug oder gar im
Freien zünden.
Zu den Aufgaben
1 Aus didaktischen Gründen sollte die Flüssigkeit, auch wenn es nur Wasser ist, nicht mit dem
Mund angesaugt werden. Ein Kolbenprober leistet gute Dienste.
Wenn das Wasser über den höchsten Punkt gesaugt wurde, kann man mit dem Saugen aufhören,
da das Wasser dann von alleine herausläuft. Dieser Sachverhalt dient als Modell für den „Energiepeak“ bei der inneren Energie. Wurde dieser überschritten, durch Zufuhr der Aktivierungenergie,
läuft eine exotherme Reaktion von alleine ab. Die Energie muss nicht weiterhin zugeführt werden.
2 Damit ein Feuer entstehen kann, sind ein brennbarer Stoff und Sauerstoff notwendig, zudem
ein Überschreiten der Zündtemperatur. Entfernt man eine der Komponenten bei einem bestehenden Feuer, so kann das Feuer dadurch gelöscht werden. Das Löschwasser kühlt den Brandherd so
weit ab, dass die Wärme nicht mehr als Aktivierungsenergie ausreicht. Der brennbare Stoff und
die Luft sind weiterhin vorhanden.
3
•
•
•
•
•
•
Funke im Feuerzeug
Streichholzflamme beim Feuermachen
Blitz löst Brand aus
Gasanzünder beim Gasherd
Elektrischer Zünder im Brenner der Zentralheizung
Körperwärme bei biochemischen Vorgängen
4 Beim Tanken entstehen Benzindämpfe (die aber seit einigen Jahren durch den „Schnorchel“ an
der Zapfpistole weitestgehend zurückgehalten werden). Außerdem fließt immer wieder etwas
Benzin aus (z. B. beim Befüllen von Ersatzkanistern). Unter ungünstigen Umständen könnte es zu
einer Verpuffung kommen, wenn eine Zündquelle zugegen ist.
2.24 Katalyse
Zum Versuch
1 Platinasbest sollte, auch im Lehrerversuch, trotz seiner guten Wirksamkeit nicht mehr verwendet werden.
Die schlecht sichtbare Wasserstoffflamme kann demonstriert bzw. sichtbar gemacht werden,
indem man ein Blatt Papier an ihr anzündet oder indem man den Raum abdunkelt.
Chemische Reaktionen
19
Chemische Reaktion e n
Zu den Aufgaben
1
• Autokatalysator: Vermindert den Gehalt an CO, NOx und unverbrannten Kohlenwasserstoffen
im Abgas von Ottomotoren. Als ungeregelter Katalysator mittlerweile auch in manchen
Kleinkrafträdern.
• Dieselkat
• Enzyme in Waschmitteln bauen Eiweißflecke ab.
• Enzyme (Glucoseoxidase) in Glucoseteststreifen
• Enzyme in Organismen (z. B. Cholinesterase)
• Stickstoffoxide katalysieren die Bildung von Ozon
• Katalytische Hydrierung von ungesättigten Fettsäuren (Fetthärtung, Margarineherstellung)
• Cracken von Erdöl (Perlkatalysator) zur Gewinnung von Benzin
• Herstellung von Kunststoffen (Niederdruckpolyethylen)
• Herstellung vieler wichtiger Industrierohstoffe (Schwefelsäure, Salpetersäure...)
• Katalytische „Rauchgasentstickung“ bei Kraftwerken
(Mit „Entstickung“ wird in der Technik die Entfernung von Stickstoffoxiden bezeichnet.)
2
Mund: a-Amylase (Spaltung von Polysacchariden, z. B. von Stärke)
Magen: Pepsin (baut Eiweiß zu Peptiden ab)
Dünndarm: Lipase (baut Fett zu Fettsäuren und Glycerin ab), Maltase (Spaltung des Malzzuckers
in Glucose), Trypsin (Abbau der Peptide zu Aminosäuren)
2.25 Praktikum Energieformen bei chemischen Reaktionen
2 Die Versuche zeigen, dass das Wasserstoffperoxid durch verschiedene Katalysatoren gespalten
werden kann, wobei Sauerstoff entsteht, der durch die Glimmspanprobe nachweisbar ist.
In der rohen Kartoffel sind es Enzyme, welche den raschen Zerfall des Wasserstoffperoxids
bewirken. Durch Kochen werden die Enzyme zerstört.
3 Das Einbringen eines blanken Eisennagels und eines blanken Kupferdrahtes in einen Apfel
führt zum Aufbau eines galvanischen Elements. Die Säuren und Mineralien im Apfel bewirken
eine gewisse elektrische Leitfähigkeit, sodass zusammen mit einem Verbraucher ein geschlossener Stromkreis gebildet werden kann.
Die einzelnen galvanischen Elemente müssen so zusammengeschaltet werden, dass jeweils die
Eisenelektrode des einen Apfels mit der Kupferelektrode des anderen verbunden wird. Durch
diese Reihenschaltung (Serienschaltung) addieren sich die Spannungen der einzelnen galvanische Elemente, sodass ein Glühlämpchen zum Leuchten gebracht werden kann.
2.26 Durchblick Zusammenfassung und Übung
Zu den Aufgaben
1 Es gibt eigentlich nicht die „Luftteilchen“ wie es „Wasserteilchen“ gibt. Luft ist ein homogenes
Gemisch, das auf der Teilchenebene vor allem aus Stickstoffteilchen, Sauerstoffteilchen und
Kohlenstoffdioxidteilchen zusammengesetzt ist.
2 Es handelt sich um eine exotherme Reaktion. Trotzdem muss zum „Starten“ der Reaktion
Energie (Aktivierungsenergie) zugeführt werden. Dies geschieht in diesem Fall durch kurzes
Erhitzen.
3 Beim Schütteln und anschließenden Öffnen der Flasche ist Kohlenstoffdioxid frei geworden.
4 Elemente sind verschiedene Atomsorten, z. B. Eisen, Kupfer, Wasserstoff,…
Verbindungen sind aus verschiedenen Atomsorten aufgebaut. Es gibt die Ionenverbindungen
(z. B. Natriumchlorid) und die Molekülverbindungen (z. B. Wasser).
20
Chemische Reaktionen
Chemische Reaktionen
5 Die Lichtenergie der Sonne ist letztendlich ausschlaggebend dafür, dass wir all die angegebenen Produkte verwenden können und natürlich noch noch viele weitere.
6
• Fotosynthese: 6 H2O + 6 CO2  C6H12O6 + 6 O2
• Anzünden des Faulgases: 2 H2S + 3 O2  2 H2O + 2 SO2
• Automotor:
„Ideale Verbrennung“: 2 C6H14 + 19 O2  12 CO2 + 14 H2O
Stickstoffoxidbildung: N2 + O2  2 NO
Kohlenstoffmonooxidbildung: 2 C6H14 + 13 O2  12 CO + 14 H2O
Katalysatorwirkung: 2 NO + 2 CO  N2 + 2 CO2
Pt
• Atmosphärische Prozesse:
Stickstoffoxidbildung:
N2 + O2  2 NO
2 NO + O2  2 NO2
Ozonbildung:
O2 + NO2  O3 + NO
Chemische Reaktionen
21
3
Atombau
3.1 Teile und Struktur von Atomen
Zu den Versuchen
1 Die elektrostatisch aufgeladene Kunststofffolie zieht das Papier an. Papier und Folie „kleben“
daher zusammen.
Die beiden elektrostatisch aufgeladenen Kunststofffolien stoßen sich gegenseitig ab.
2 Die Haare laden sich elektrostatisch auf, wenn man sie kräftig mit einem Kunststoffkamm
kämmt. Daher stoßen sich die Haare gegenseitig ab.
3.5 Elektronenkonfiguration
Zu den Aufgaben
1 Elektronenkonfigurationen:
Kohlenstoff:
1. Schale: 2 Elektronen
2. Schale: 4 Elektronen
Phosphor:
1. Schale: 2 Elektronen
2. Schale: 8 Elektronen
3. Schale: 5 Elektronen
Natrium:
1. Schale: 2 Elektronen
2. Schale: 8 Elektronen
3. Schale: 1 Elektron
2 Anzahl der Valenzelektronen:
Magnesium: 2 Elektronen
Beryllium: 2 Elektronen
Schwefel: 6 Elektronen
Neon: 8 Elektronen
3.6 Valenzstrichschreibweise
Zu den Aufgaben
1 Valenzstichschreibweise:
Gallium: Ga
Natrium: Na
Chlor: Cl
Calcium: Ca
2 Mögliche Elemente:
4 Valenzelektronen: Kohlenstoff, Silicium, Germanium, Zinn, Blei
5 Valenzelektronen: Stickstoff, Phosphor, Arsen, Antimon, Bismut
8 Valenzelektronen: Neon, Argon, Krypton, Xenon, Radon
3.7 Durchblick Zusammenfassung und Übung
Zu den Aufgaben
1 Mit DALTONS Atomtheorie kann die Elektrizität nicht erklärt werden, denn DALTON stellt Atome als
unteilbare Teilchen dar. Wäre dies der Fall, könnten von den Atomen keine Elektronen entfernt
werden.
2 Wenn man die Kernladungszahl eines Atoms kennt, kann man die Anzahl der Protonen und
Elektronen angeben und die Anzahl der Schalen ermitteln. Weiter kann man auch die Anzahl der
Valenzelektronen bestimmen.
22
Atombau
Atomaufbau
3
Schalenmodell:
• Siliciumatom:
Si
• Bromatom:
1. Schale: 2 Elektronen
2. Schale: 8 Elektronen
3. Schale: 18 Elektronen
4. Schale: 7 Elektronen
4 Bestandteile der Atomhüllen und der Atomkerne:
Bor: 5 Protonen, 5 Elektronen, 6 Neutronen
Aluminium: 13 Protonen, 13 Elektronen, 14 Neutronen
Sauerstoff: 8 Protonen, 8 Elektronen, 8 Neutronen
Schwefel: 16 Protonen, 16 Elektronen, 16 Neutronen
5
Maximale Anzahl an Elektronen: z = 2 n²
4. Schale (z. B. Kalium, Calcium): 2 · 42 = 32
6. Schale (z. B. Barium, Blei): 2 · 62 = 72
6 Elektronenkonfigurationen:
Natrium:
1. Schale: 2 Elektronen
2. Schale: 8 Elektronen
3. Schale: 1 Elektron
Fluor:
1. Schale: 2 Elektronen
2. Schale: 7 Elektronen
Argon:
1. Schale: 2 Elektronen
2. Schale: 8 Elektronen
3. Schale: 8 Elektronen
Magnesium:
1. Schale: 2 Elektronen
2. Schale: 8 Elektronen
3. Schale: 2 Elektronen
Phosphor:
1. Schale: 2 Elektronen
2. Schale: 8 Elektronen
3. Schale: 5 Elektronen
Silicium:
1. Schale: 2 Elektronen
2. Schale: 8 Elektronen
3. Schale: 4 Elektronen
7 Atome können Elektronen aufnehmen oder abgeben. Hieraus resultieren Ionen, d. h. elektrisch
negativ oder positiv geladene Teilchen. Die Ladung kommt daher, dass nun die Anzahl der positiv
geladenen Protonen nicht mehr mit der der negativ geladenen Elektronen übereinstimmt.
Die Ionisierungsenergie ist derjenige Energiebetrag, der aufgewendet werden muss, wenn einem
Atom ein Elektron entzogen werden soll.
8
Valenzstrichformeln:
Wasserstoff: H
Aluminium: Al
Neon: Ne
Schwefel: S
Kohlenstoff:
Phosphor:
C
Brom: Br
P
Stickstoff:
N
Atombau
23
Atombau
9 Zum Energiestufenmodell gelangt man, indem man nacheinander die Elektronen eines Atoms
aus der Atomhülle entfernt und hierbei die jeweiligen Ionisierungsenergien der einzelnen Elektronen misst. Trägt man die frei werdende Energie pro Elektron in einem Energiediagramm auf, so
wird deutlich, dass zwischen dem 2. und 3. Elektron und zwischen dem 10. und 11. Elektron ein
deutlicher Energieunterschied (eine Energiestufe) auftritt.
10 Die Elektronen besitzen keinen nennenswerten Einfluss auf die Bahn der �a-Teilchen, denn die
Elektronen haben eine im Vergleich zu den �a-Teilchen sehr kleine Masse.
11 Der mit Helium gefüllte Luftballon (B) wird schneller schlaff, da Helium einen kleineren
Atomradius besitzt als Krypton. Somit entweicht Helium schneller durch die Poren des Luftballons.
12 Gemeinsamkeiten: ein Valenzelektron, die K- und L-Energiestufe sind mit der gleichen Anzahl
an Elektronen besetzt; Unterschiede: verschiedene Anzahl an Schalen, unterschiedliche Elektronenanzahl, unterschiedliche Größe der Elektronenhüllen.
13
24
Atombau
4
Das Periodensystem
4.3 Metalle, Nichtmetalle und Halbmetalle
Zur Aufgabe
1 Namen aller Nichtmetalle mit bevorzugter stöchiometrischer Wertigkeit; gasförmige unterstrichen:
Wasserstoff: I
Helium: 0
Kohlenstoff: IV
Stickstoff: III
Sauerstoff: II
Fluor: I
Neon: 0
Phosphor: III
Schwefel: II
Chlor: I
Argon: 0
Selen: II
Brom: I
Krypton: 0
Iod: I
Xenon: 0
Radon: 0
4.4 Ionenbildung bei Metall- und Nichtmetallatomen
Zur Aufgabe
1
Stoffe
Edelgas mit entsprechender
Elektronenkonfiguration nach
der Ionenbildung
a) Brom
Krypton
Br –
b) Sauerstoff
Neon
O2–
c) Magnesium
Neon
Mg2+
Ladung des gebildeten Ions
4.6 Durchblick Zusammenfassung und Übung
Zu den Aufgaben
1
Name: Aluminium
Symbol: Al
Ordnungszahl: 13
Elektronenkonfiguration:
1. Schale: 2 Elektronen
2. Schale: 8 Elektronen
3. Schale: 3 Elektronen
Verwendung: als Alufolie, als Bestandteil in Flugzeugen und Sportgeräten aufgrund der Leichtmetalleigenschaft
Name: Kohlenstoff
Symbol: C
Ordnungszahl: 6
Elektronenkonfiguration:
1. Schale: 2 Elektronen
2. Schale: 4 Elektronen
Verwendung: in Form von Graphit als Bleistiftminen und Graphitelektroden; in Form von Kohle als
Brennstoff; Schmucksteine (Diamanten); in allen organischen Verbindungen, wie Kohlenhydraten,
Fetten, Proteinen; in Kunst- und Farbstoffen
Name: Argon
Symbol: Ar
Ordnungszahl: 18
Das Periodensystem
25
Das Periodensystem
1. Schale: 2 Elektronen
2. Schale: 8 Elektronen
3. Schale: 8 Elektronen
Verwendung: in Leuchtröhren aufgrund seiner Reaktionsträgheit und schlechten Wärmeleitfähigkeit, als Schutzgas bei Elektroschweißen
Elektronenkonfiguration:
2 Die Hauptgruppennummer gibt Auskunft über die Zahl der Valenzelektronen; durch die Periode
weiß man, wie viele Energiestufen bzw. Schalen vorhanden sind; die Ordnungszahl gibt Auskunft
über die Elekronenanzahl insgesamt.
3 Die Elemente wurden nach steigender Protonenzahl geordnet.
4
Bild
Text
Element
Metall/Halbmetall /Nichtmetall
1
c
Calcium
Metall
2
d
Silicium
Halbmetall
3
a
Chlor
Nichtmetall
4
b
Phosphor
Nichtmetall
5
•
•
•
•
26
Das Periodensystem
Messzylinder: Magnesium gehört nicht dazu, da sonst nur Nichtmetalle enthalten sind.
Becherglas: Antimon gehört nicht dazu, da sonst nur Edelgase enthalten sind.
Rundkolben: Stickstoff gehört nicht dazu, da sonst nur Feststoffe enthalten sind.
Erlenmeyerkolben: Brom gehört nicht dazu, da sonst nur Gase enthalten sind.
5
Salze und Ionenbindung
5.1 Bildung von Salzen
Zu den Versuchen
Bei den Versuchen ist generell darauf zu achten, dass keine Gase aus dem Abzug in den Chemiesaal gelangen können.
1 Intensives Aufleuchten; Bildung eines weißen Feststoffes
2 Reaktion startet mit ein wenig Verzögerung; intensive gelblich-grüne Flamme
3 Reaktion startet nach ca. 10 s
Entsorgung nach Versuchsende:
1 Der Zylinder wird mit Wasser gefüllt und der pH-Wert mit pH-Papier kontrolliert. Bis zur
Neutralisation Natronlauge zugeben und dann entsorgen
2 Der Feststoff kann z. B. bei Elektrolysen weitergenutzt werden, daher aufheben
3 Zugabe von Aktivkohle in die Versuchsapparatur zur Adsorption von überschüssigem Brom; die
mit Halogenen versetzte Aktivkohle kann abfiltriert und entsorgt werden.
5.2 Eigenschaften von Salzen
Zu den Versuchen
1 Im festen Aggregatzustand ist keine elektrische Leitung feststellbar; nur ionogen aufgebaute
Stoffe können in wässriger Lösung den elektrischen Strom leiten.
2 Es sind scharfe, meistens gerade Kanten zu beobachten.
Zu den Aufgaben
1 a) Calcium + Chlor  Calciumchlorid
b) Aluminium + Schwefel  Aluminiumsulfid
c) Magnesium + Sauerstoff  Magnesiumoxid
2 Salz: Kaliumiodid
Keine Salze: Kohlenstoffdioxid, Schwefel
3 Da man bei Zuckerlösungen keine elektrische Leitfähigkeit beobachtet, kann Zucker nicht aus
Ionen aufgebaut sein.
5.3 Ionen in Salzlösungen und Salzen
Zum Versuch
1 An der mit dem Pluspol verbundenen Elektrode bilden sich gelblich braune Schlieren, die zu
Boden sinken, die Schenkelflüssigkeit färbt sich gelb. An der Elektrode, die mit dem Minuspol
verbunden ist, entwickelt sich ein weißlich-grauer Metallbaum.
Schlussfolgerung: An der Pluspol-Elektrode hat sich Iod gebildet, an der Minuspol-Elektrode
entstand Zink.
Zur Aufgabe
1
Ca  Ca2+ + 2 e Cl2 + 2 e -  2 CI Ca + Cl2  CaCl2
2 K  2 K+ + 2 e I2 + 2 e -  2 I 2 K + I2  2 KI
Mg  Mg2+ + 2 e F2 + 2 e -  2 F Mg + F2  MgF2
5.4 Erklärung der Eigenschaften
Zum Versuch
1 Versuch muss wegen der Chlorfreisetzung im Abzug durchgeführt werden.
Salze und Ionenbindung
27
Salze und Ionenbindung
Zur Aufgabe
1 Die Ladung und die Größe der Ionen.
5.5 Satz von Eigenschaften und Stoffklasse
Zur Aufgabe
1
Eigenschaft
Eisen
Magnesium
Kohle
Calciumoxid
Zustandsform
Fest
Fest
Fest
Fest
Farbe
Grauschwarz
Silbrig glänzend
Schwarz
Weiß
Elektrische Leitfähigkeit
Vorhanden
Vorhanden
Vorhanden
Nicht vorhanden
Schmelztemperatur 1535 °C
649 °C
Zersetzt sich
2570 °C
Dichte
1,74 g/cm3
4 g/cm3 (Steinkohle) 3,35 g/cm3
7,87 g/cm3
5.6 Benennung von Salzen
Zu den Aufgaben
1 a) Na2SO4
b) Ca(NO2)2
c) Al2S3
d) BaSO3
e) CaF2
f) Na2CO3
g) (NH4)3PO4
2 a) Natriumnitrit
b) Calciumhydrogencarbonat
c) Bariumsulfat
d) Ammoniumnitrat
e) Aluminiumoxid
f) Silberchlorid
g) Kaliumiodid
5.7 Exkurs Die räumliche Struktur von Salzen
Zu den Aufgaben
1
–
+
–
+
–
–
+
+
+
–
+
–
–
+
–
+
+
+
+
–
+
–
+
–
+
+
+
–
–
+
–
–
+
–
+
+
+
–
+
–
–
+
–
–
+
–
+
+
–
+
–
–
+
–
–
+
–
+
+
–
+
–
–
–
–
+
–
+
+
–
+
+
–
+
+
–
+
–
–
+
+
–
+
–
–
+
–
–
–
+
–
–
+
–
+
2 An das Kristallgitter von Caesiumchlorid
5.8 Impulse Salze – Stoffklasse mit besonderer Bedeutung
Zur Aufgabe
1
28
Name des Salzes
Ionen im Ionenkristall
Formel des Salzes
Natriumnitrat
Na+;
NaNO3
Kaliumnitrat
K+; NO3-
KNO3
Calciumsulfat
Ca2+;
SO42-
CaSO4
Natriumhydrogencarbonat
Na+,
HCO3-
NaHCO3
Salze und Ionenbindung
NO3-
Salze und Ionenbindung
5.12 Durchblick, Zusammenfassung und Übung
Zu den Aufgaben
1
Stoff an Kathode
Stoff an Anode
Lithium
Brom
Calcium
Iod
Aluminium
Sauerstoff
2 a) MgSO3
c) Ca3(PO4)2
b) Li2O
d) Na2S
3
Na+: 10 Elektronen; 8 Elektronen auf der höchsten Energiestufe
Al3+: 10 Elektronen; 8 Elektronen auf der höchsten Energiestufe
N3 - : 10 Elektronen; 8 Elektronen auf der höchsten Energiestufe
F -: 10 Elektronen; 8 Elektronen auf der höchsten Energiestufe
4 Leiter 1. Ordnung können im festen Zustand den elektrischen Strom leiten, Leiter 2. Ordnung
dagegen nur als Lösung oder Schmelze.
5 Es handelt sich um einen Elektronenübergang zwischen einem Kaliumatom und einem
Fluoratom, es wird Kaliumfluorid gebildet.
6 a) Strontiumatome können jeweils 2 Elektronen abgeben und reagieren damit zu zweifach
positiv geladenen Strontiumionen.
b) Durch Abgabe von jeweils einem Elektron werden aus Natriumatomen Natriumkationen,
die ein Elektronenoktett haben.
c) Durch Aufnahme von Elektronen werden aus ungeladenen Atomen negativ geladene
Anionen.
d) Damit eine Elektrolyse ablaufen kann, müssen zwei Elektroden in eine leitfähige Lösung
oder Schmelze gehalten und mit einer Spannungsquelle verbunden werden.
e) Salze bestehen aus positiv geladenen Kationen und negativ geladenen Anionen.
7 Stoffklasse ist der Überbegriff für eine Vielzahl von Verbindungen, die alle gemeinsame
Eigenschaften haben.
8 Je höher die Ionenladung und je kleiner der Abstand der Ionenzentren zueinander sind, desto
stärker sind die elektrostatischen Anziehungskräfte und damit ergeben sich auch höhere
Schmelztemperaturen.
Vergleicht man die Ionen von Magnesiumfluorid mit denen des Kaliumiodids, erkennt man, dass
der Abstand der Ionenzentren beim Magnesiumfluorid kleiner ist als beim Kaliumiodid. Dies liegt
daran, dass sowohl das Magnesiumion kleiner ist als das Kaliumion als auch das Fluoridion
kleiner ist als das Iodidion. Zudem trägt das Magnesiumion eine zweifach elektrisch positive
Ladung, das Kaliumion nur eine einfach elektrisch positive.
9 Die elektrostatischen Anziehungskräfte bewirken die sehr hohen Schmelztemperaturen der
Salze.
10
Barium: Element der 2. Hauptgruppe
Aluminium: 3 Elektronen auf der höchsten Energiestufe
Fluor: 7 Außenelektronen, 1 Elektron fehlt zum Erreichen des Oktetts, 10 Neutronen
Natrium: Bildet durch Abgabe eines Elektrons ein Kation, das ein Elektronenoktett besitzt.
Selen: 6 Valenzelektronen
Argon: Die 3. Energiestufe ist mit acht Außenelektronen besetzt.
Salze und Ionenbindung
29
6
Metalle und Metallbindung
6.2 Ötzi und sein Kupferbeil
Zu den Versuchen
1a Statt Malachit kann auch Kupfercarbonat verwendet werden. Erhitzt man Malachit, so
entstehen Kupfer(II)-oxid und Kohlenstoffdioxid. Das ist der Grund, warum die grüne Farbe
verschwindet. Fügt man nun Holzkohlepulver dazu, so reagiert dieses mit dem Kupfer(II)-oxid zu
elementarem Kupfer und Kohlenstoffdioxid. An der Reagenzglaswand scheiden sich rote
Kupferkügelchen ab.
2b Schüttet man nach Beendigung der Reaktion den Reagenzglasinhalt in ein mit Wasser
gefülltes Becherglas, so erkennt man, dass die Kupferkügelchen zu Boden sinken. Durch diesen
Versuch lässt sich das entstandene Kupfer besser erkennen.
6.3 Moderne Verfahren der Metallherstellung
Zu den Aufgaben
1 Der Hund steht für den Sauerstoff und der Schuh für ein Metall. Das Schnappen des Hundes
nach dem Schuh bedeutet auf der chemischen Ebene die Reaktion des Sauerstoffs mit einem
(unedlen) Metall. Dabei kann eine heftige oder eine stille Verbrennung vorliegen.
Reaktionsschema: Sauerstoff + Metall  Metalloxid.
2 Der Hund mit dem Schuh in der Schnauze und dem angebotenen Knochen sind die „Edukte“,
während der Hund mit dem Knochen im Maul und der Schuh die „Produkte“ darstellen.
Reaktionsschema: Hund mit Schuh + Knochen  Hund mit Knochen + Schuh.
3 Wird der Hund, der den Schuh im Maul hat, mit dem Knochen gelockt, so symbolisiert der
Knochen einen Stoff, der in der Lage ist, dem Metalloxid das Metall zu entreißen. Ein solches
„Lockmittel“ sind Stoffe wie Kohlenstoff, Wasserstoff, Kohlenstoffmonooxid und andere (unedle)
Metalle.
4 Hat der Hund den Knochen im Maul, so bedeutet dies auf der chemischen Ebene, dass der
Sauerstoff mit einem Stoff wie Kohlenstoff, Wasserstoff, Kohlenstoffmonooxid oder einem
anderen (unedlen) Metall reagiert hat. Es ist nun ein neues Oxid entstanden wie z. B. Kohlenstoffdioxid, Wasser oder aber ein anderes Metalloxid.
6.5 Eigenschaften der Metalle
Zu den Versuchen
1 Man stellt fest, dass Kupfer, Aluminium, Eisen und Magnesium den elektrischen Strom leiten,
während dies bei Glas und Holz nicht der Fall ist. Metalle sind elektrische Leiter.
2 Die Erbsen am Silberlöffel fallen zuerst, dann die am Stahllöffel und zuletzt erst die Erbsen, die
am Plastiklöffel kleben. Die Erbsen, die sich weiter unten am Löffelstiel befinden, fallen zuerst ab,
weil die Wärme durch das Metall von unten nach oben steigt. Fasst man, nachdem die Erbsen
vom Silber- und Stahllöffel gepurzelt sind, an die entsprechenden Stiele, so kann man auch ganz
deutlich feststellen, dass der Silberlöffel heißer geworden ist als der aus Stahl. Der Plastiklöffel
weist dagegen kaum Wärmeleitfähigkeit auf. Der Versuch zeigt, dass Metalle gute Wärmeleiter
sind, wobei Silber die Wärme wiederum besser leitet als Stahl.
6.7 Unedle und edle Metalle
Zu den Versuchen
1 Magnesiumpulver verbrennt unter gleißender Lichterscheinung. Es entsteht dabei in einer
exothermen Reaktion Magnesiumoxid. Das Magnesium hat mit dem Sauerstoff der Luft reagiert.
2 Bläst man Eisenpulver in die nicht leuchtende Gasbrennerflamme, so entsteht unter Lichter-
30
Metalle und Metallbindung
Metalle und Metallbindung
scheinung Eisenoxid. Damit liegt ebenfalls eine exotherme Reaktion vor. Die Reaktion ist aber
nicht so heftig wie die von V1. Auch Kupferpulver verbrennt unter Lichterscheinung zum Kupferoxid, wobei aber die Heftigkeit der Reaktion, verglichen zu Magnesium- und Eisenpulver, am
geringsten ist.
Es kann gefolgert werden, dass die Affinität von Magnesium gegenüber dem Sauerstoff der Luft
am größten und die von Kupfer am geringsten ist. Die Affinität von Eisen gegenüber dem
Sauerstoff der Luft ist größer als bei Kupfer, aber geringer als bei Magnesium. Metalle, die mit
Sauerstoff reagieren, werden als unedel bezeichnet.
3 Das Magnesiumband reagiert mit der verdünnten Salzsäure, es löst sich langsam auf. Gleichzeitig ist eine „Blasenbildung“ festzustellen. Das zeigt, dass ein Gas entstanden ist. Wenn Metalle
mit verdünnter Salzsäure reagieren, werden sie als unedle Metalle bezeichnet.
Eine positive Knallgasprobe zeigt an, dass Wasserstoff entstanden ist. Fällt sie später negativ aus,
liegt reiner Wasserstoff und kein Luft-Wasserstoff-Gemisch vor. Dieser an der Glasdüse austretende Wasserstoff kann angezündet werden. Es zeigt sich, dass er brennbar ist. Es ist also
Wasserstoff entstanden. Außerdem hat sich eine Salzlösung gebildet.
Reaktionsgleichung: Mg(s) + 2 HCl(aq)  MgCl2(aq) + H2(g)
4 Das Kupferblech löst sich in verdünnter Salzsäure nicht auf. Es erfolgt keine chemische
Reaktion. Kupfer kann insofern als edles Metall bezeichnet werden.
Nach V2 und V4 ergeben sich also unterschiedliche Antworten auf die Frage, ob Kupfer ein
Edelmetall ist. Dies ist kein Widerspruch, sondern es liegen zwei verschiedene Einteilungskriterien vor (Reaktion mit Sauerstoff bzw. Reaktion mit verdünnten Säuren).
Da Kupfer nach dem einen Kriterium unedel, nach dem anderen edel ist, wird es häufig als
Halbedelmetall bezeichnet.
5a Ein Gemisch aus Kupferoxid und Eisenpulver glüht auf. Nimmt man das Reagenzglas sofort
aus der Flamme des Gasbrenners, so stellt man fest, dass die Glühzone durch das ganze Gemisch
wandert. Nach dem Erkalten erkennt man rote Kupferkügelchen und grauschwarzes Eisenoxid.
Damit das entstandene Kupfer besser zu erkennen ist, kann der Reagenzglasinhalt ggf. in ein
Becherglas mit Wasser geschüttet werden.
5b Es findet keine Reaktion zwischen Eisenoxid und Kupfer statt.
6 Bei diesem Versuch ist Vorsicht geboten, weil die Reaktion sehr lebhaft abläuft und das
entstehende Zinkoxid aus dem Reagenzglas geschleudert wird.
6.8 Durchblick – Zusammenfassung und Übung
Zu den Aufgaben
1 Die Reaktionsbereitschaft der angegebenen Metalle nimmt in dieser Reihenfolge zu:
Gold, Kupfer, Eisen, Zink, Aluminium. Die drei zuletzt genannten Metalle sind unedel und können
in verdünnter Salzsäure aufgelöst werden. Dabei entstehen jeweils eine Salzlösung und Wasserstoff.
Fe(s) + 2 HCl(aq)  FeCl2(aq) + H2(g)
Zn(s) + 2 HCl(aq)  ZnCl2(aq) + H2(g)
2 Al(s) + 6 HCl(aq)  2 AlCl3(aq) + 3 H2(g)
2 Mineralien sind Feststoffe, die in der Erdkruste vorkommen. Beispiele für Mineralien sind
Steinkohle, Granit, Diamant, Malachit, Kalkstein, Dolomit, Magneteisenstein, Roteisenstein, Brauneisenstein, Pyrit, Kreide, Sand.
Erze sind Mineralien, aus denen es sich wirtschaftlich lohnt, Metalle zu gewinnen. Erze sind
Magneteisenstein (Magnetit), Roteisenstein (Hämatit), Brauneisenstein (Limonit), Pyrit.
3 Aus den Erzen wird zunächst das Eisenoxid (bei Pyrit das Eisensulfid) herausgeschmolzen, nicht
aber das elementare Eisen. Erst durch die Reaktion mit Kohlenstoff oder Kohlenstoffmonooxid
entsteht aus dem Eisenoxid das Eisen.
Metalle und Metallbindung
31
Metalle und Metallb i n d u n g
4 Bei Metallen sind die Atomrümpfe in einem Elektronengas eingebettet. Dieses besteht aus
Elektronen, die sich zwischen den positiv geladenen Metallatomrümpfen bewegen können. Die
hohe Beweglichkeit der delokalisierten Elektronen bewirkt die elektrische Leitfähigkeit des
Metalls. Elektrischer Strom in Metallen ist nämlich nichts anderes als der Fluss von Elektronen.
Bei niedrigen Temperaturen leiten die Metalle den Strom besser als bei hohen. Das hängt damit
zusammen, dass die Atomrümpfe im Metallgitter durch Energiezufuhr zum stärkeren Schwingen
gebracht werden und dadurch der Raum zwischen ihnen kleiner wird. Der freie Elektronenfluss
zwischen den Atomrümpfen wird dadurch behindert und die elektrische Leitfähigkeit des Metalls
deshalb herabgesetzt.
Erhitzt man ein Metall, so wird sowohl den Atomrümpfen als auch den Elektronen Energie
zugeführt. Die positiv geladenen Metallatomrümpfe beginnen zu Vibrieren und Schwingen,
wodurch sie sich gegenseitig anstoßen und so die Energie auf benachbarte Teilchen übertragen.
Die Folge ist, dass sich die Wärmeenergie über das ganze Metall ausbreitet. An der Wärmeleitung
können sich auch die delokalisierten Elektronen beteiligen, weil sie durch Energiezufuhr zusätzliche Bewegungsenergie bekommen. Bei hohen Temperaturen überwiegt die Energieübertragung
durch die Atomrümpfe, bei niedrigen Temperaturen die durch die frei beweglichen Elektronen.
5
a) Nirosta ist Edelstahl und bedeutet so viel wie „Nicht rostender Stahl“. Es handelt sich um eine
Legierung aus Eisen, Chrom und Nickel. Man spricht auch von Edelstahl.
b) Amalgame sind Quecksilberlegierungen. Eine Legierung aus Zink und Quecksilber wird
beispielsweise in der Zahnmedizin eingesetzt.
c) Weißgold ist eine Legierung aus Gold und Silber. Gold, das ein weiches Metall ist, kann durch
Zusammenschmelzen mit Silber härter gemacht werden.
6 Gold und Platin kommen in der Erdkruste als elementare Feststoffe vor. Man sagt, sie treten
gediegen auf. Damit handelt es sich bei diesen beiden Metallen um edle Metalle, weil sie
offensichtlich nicht mit dem Sauerstoff der Luft reagieren. Weil Eisen und Calcium in Form von
Oxiden und anderen Verbindungen in der Natur auftreten, sind sie unedle Metalle. Eisen und
Calcium reagieren mit dem Sauerstoff der Luft zu den entsprechenden Oxiden und treten deshalb
nicht gediegen auf.
7
a) Magnesium kann als unedles Metall das Kupfer aus dem Kupferoxid austreiben.
Reaktionsgleichung für Kupfer(I)-oxid: Mg(s) + Cu2O(s)  2 Cu(s) + MgO(s)
Reaktionsgleichung für Kupfer(II)-oxid: Mg(s) + CuO(s)  Cu(s) + MgO(s)
b) Zink kann mit Eisenoxid reagieren, weil seine Reaktionsbereitschaft gegenüber Sauerstoff
größer ist als die von Eisen. Zink ist also unedler als Eisen.
Reaktionsgleichung für Eisen(II)-oxid: Zn(s) + FeO(s)  Fe(s) + ZnO(s)
Reaktionsgleichung für Eisen(III)-oxid: 3 Zn(s) + Fe2O3(s)  2 Fe(s) + 3 ZnO(s)
c) Eisen ist edler als Magnesium. Deshalb ist eine Reaktion nicht möglich.
d) Blei ist edler als Zink. Eine Reaktion zwischen Zinkoxid und Blei ist nicht möglich.
8 Als Leichtmetalle können beispielsweise Aluminium und Natrium, aber auch Lithium, Caesium
und Calcium genannt werden. Beispiele für Schwermetalle sind Blei und Chrom, aber auch Gold,
Kupfer und Quecksilber (siehe Kap. 6.4).
Aluminium und Natrium sind Leichtmetalle:
Aluminium hat eine Schmelztemperatur von 660 ˚C. Es ist ein silberglänzendes Leichtmetall, ein
guter elektrischer Leiter und witterungsbeständig. Wegen seiner geringen Dichte (r = 2,70 g/cm3)
wird Aluminium als Bau- und Konstruktionsmetall verwendet. Als Legierungsbestandteil findet
man Aluminium z. B. im Flugzeugbau und bei Sportgeräten. Es dient auch als Verpackungsmaterial, z. B. für Dosen oder Folien.
Natrium ist sehr weich und lässt sich mit einem Messer schneiden. Seine Schmelztemperatur
liegt bei 98 ˚C. Es reagiert ausgesprochen rasch mit der Luft und muss deshalb in Petroleum
32
Metalle und Metallbindung
Metalle und Metallbindung
aufbewahrt werden. Wegen seiner geringen Dichte (r = 0,97 g/cm3) schwimmt es auf Wasser und
reagiert dabei heftig mit diesem zu Natronlauge und Wasserstoff.
Blei und Chrom sind Schwermetalle:
Blei hat eine Schmelztemperatur von 327 ˚C. Es ist ein dunkelgraues, weiches Schwermetall (r =
11,34 g/cm3). Es ist ein wichtiges Gebrauchsmetall für Gewichte (z. B. Bleigürtel bei Tauchern),
Dachabdeckungen und Autobatterien. Auch als Strahlenschutz (Bleischürze) gegen Röntgenstrahlen wird es eingesetzt. Als Staub und Rauch ist Blei giftig.
Chrom hat eine Schmelztemperatur von 1857 ˚C. Es ist ein silberglänzendes, zähes Schwermetall
(r = 7,19 g/cm3). Wegen seines schönen Aussehens wird es häufig zum Verkleiden von Gegenständen wie z. B. Radkappen, Stoßstangen und Küchengeräten verwendet.
9 Kupfer(I)-oxid hat eine rote Farbe, Kupfer(II)-oxid ist schwarz.
Reaktionsgleichung: CuO(s) + H2(g)  Cu(s) + H2O(g)
Metalle und Metallbindung
33
7 Molekular gebaute Stoffe und Elektronenpaarbindung
7.1 Schwefel – ein typisches Nichtmetall
Zu den Versuchen
1 Diese Reaktion veranschaulicht nur einen Teil des CLAUS-Prozesses: die Bildung von Schwefel.
Im Reagenzglas entsteht zunächst in getrennten Reaktionen Schwefelwasserstoff und Schwefeldioxid:
ZnS + 2 HCl  ZnCl2 + H2S
und
NaHSO3 + HCl  NaCl + H2O + SO2
Grundsätzlich können für diese Reaktionen auch andere Sulfide und Sulfite eingesetzt werden.
Die beiden gasförmigen Schwefelverbindungen reagieren dann miteinander, wobei sich im
Reagenzglas gelber Schwefel abscheidet:
2 H2S + SO2  3 S + 2 H2O
Noch einfacher kann diese Reaktion durch Zusammengießen von Schwefliger Säure und Schwefelwasserstoffsäure demonstriert werden. In den meisten Sammlungen dürften diese Säuren
allerdings nicht vorrätig sein.
Das Gärröhrchen dient nur dazu, die Gase im Reagenzglas „zusammenzuhalten“ und überschüssigen Schwefelwasserstoff (teilweise) abzufangen.
1 Der Glaswollpfropf soll verhindern, dass sich die Schwefeldämpfe an der Brennerflamme
entzünden. Leider gelingt dies nicht immer. Damit der Raum nicht mit Schwefeldioxid belastet
wird, muss u. U. in den Abzug ausgewichen werden.
Wenn man den plastischen Schwefel nach einigen Tagen erneut betrachtet, erkennt man, dass er
sich in die rhombische Modifikation umgewandelt hat.
Zu den Aufgaben
1
a) Wenn mit „Schwefel” der elementare Stoff gemeint ist, dann ist diese Aussage falsch. Ist
jedoch das Element gemeint, dann ist die Aussage insofern richtig, als dass der Schwefelwasserstoff und die Sulfationen im Quellwasser das Element Schwefel enthalten.
b) Der Luftschadstoff Schwefeldioxid wird aus dem Abgas entfernt. Argumentation wie unter (a).
c) Diese Aussage ist, chemisch gesehen, eindeutig falsch. Der „Schwefelregen“ besteht aus dem
Blütenstaub von Kiefern und anderen Nadelbäumen. Diese Pollen werden in großen Mengen
erzeugt und bilden z. B. auf Wasserflächen einen dünnen, gelblichen Belag.
2
2 H2S + 3 O2  2 SO2 + 2 H2O
2 H2S + SO2  2 H2O + 3 S
7.2 Empirische Ableitung einer Molekülformel
Zum Versuch
1 Da man den Restvolumina nicht ansieht, welcher Reaktionspartner im Überschuss war und
deshalb teilweise übrig geblieben ist, könnte man noch die entsprechenden Nachweise führen.
Sofern die Schüler jedoch von selbst auf die richtige Interpretation kommen, erübrigt sich der
Umstand.
Zu den Aufgaben
1 Da der Versuch bei einer Temperatur, die größer als 100 °C ist, durchgeführt werden muss.
Wasser würde dann nicht mehr als Sperrflüssigkeit sondern als „Sperrgas“ – welches wenig
effektiv wäre – vorliegen.
2 Quecksilber oder gesättigte Kochsalzlösung.
34
Molekular gebaute Stoffe und Elektronenpaarbindung
M o l e kula r geb a ute S t o f fe un d El ekt ro n e n pa a r b i n dun g
3
a) Bildung von Ammoniak
N2 + 3 H2  2 NH3
Volumenverhältnis:
Volumenverhältnis V(Edukte): V(Produkte) =
1
4
:
:
3
2
:
2
b) Bildung von Lachgas
2 N2 + O2  2 N2O
Volumenverhältnis:
Volumenverhältnis V(Edukte): V(Produkte) =
2
3
:
:
1
2
:
2
c) Bildung von Methan
C + 2 H2  CH4
Volumenverhältnis:
Volumenverhältnis V(Edukte): V(Produkte) =
1
3
:
:
2
1
:
1
4
8 NH3 + 6 NO2  7 N2 + 12 H2O
Volumenverhältnis:
Volumenverhältnis V(Edukte): V(Produkte) =
8 :
14 :
6 :
19
7
:
12
7.3 Die Elektronenpaarbindung
Zur Aufgabe
1
a) Das linke Atom wird durch
Elektronenabgabe zum Kation,
während aus dem rechten durch
Elektronenaufnahme ein Anion
wird.
b) Alle Atome stellen ein Elektron
für das Elektronengas zur Verfügung.
Weg
damit!
Her
damit!

¡
¢
Ionenbindung
Weg
damit!
Weg
damit!
Weg
damit!

Metallbindung
Molekular gebaute Stoffe und Elektronenpaarbindung
35
Molekular gebaute Stoffe und Elektronenpaarbindung
c) Das bindende Elektronenpaar
„gehört“ beiden Atomen.
Her
damit!
Selber
her!

Konvalente Bindung
7.4 Exkurs Vielfalt molekular gebauter Stoffe
Zur Aufgabe
1
Kohlenstoffmonooxid
Summenformel CO
Zustandsform
gasförmig
bei Zimmertemperatur
farblos
Farbe
geruchlos
Geruch
Siede-191,6 °C
temperatur
Schmelz
-205 °C
temperatur
Verwendung
36
– Als Reduktionsmittel, z. B. für
Eisenerze.
– Zur Herstellung
von Ameisensäure.
– Umsetzung
• mit Methanol
zu Essigsäure.
• mit Chlor zu
Phosgen.
Molekular gebaute Stoffe und Elektronenpaarbindung
Butan
Ammoniak
Kohlenstoffdioxid
C4H10
NH3
CO2
gasförmig
gasförmig
gasförmig
farblos
schwach, würzig
farblos
stechend
-1 °C
-33,4 °C
farblos
geruchlos
Sublimationstemp.:
-135 °C
-77,4 °C
– Als Treibgas in
Sprays.
– Als Flüssiggas
dient es im
Haushalt als
Brenngas.
– Gelöst in Limonaden, Mineralwässern,...
– Als Feuerlösch– Als Ausgangsmittel.
stoff für die
– Zur Herstellung
Produktion von
von CarbonaDüngemitteln.
ten.
– Zur Entschwefe- – Als Schutzgas
lung von Rauchzum Schweigas.
ßen.
– Zur Herstellung – In der Kältevon Arzneimittechnik zum
teln und
Verflüssigen
Sprengstoffen.
von Gasen.
– Bei technischen
Vorgängen, bei
denen Kälte
benötigt wird.
-78,5 °C
M o l e k u l a r g e b a u t e S t o f f e u n d E l e k t ro n e n p a a r b i n d u n g
7.5 Durchblick, Zusammenfassung und Übung
1
Molekülname
Valenzstrichformel
Ammoniak
�
�
�
�
Stickstoffatom: Neonatom
Wasserstoffatome: Heliumatome
��
Chloratome: Argonatome
Kohlenstoffatom: Neonatom
��
Kohlenstofftetrachlorid
��
�
��
Wasserstoffperoxid
�
Hydrazin
�
Phosphortrichlorid
��
�
Wasserstoffatome: Heliumatome
Sauerstoffatome: Neonatome
� �
Wasserstoffatome: Heliumatome
Stickstoffatome: Neonatome
�
�
�
�
�
�
��
Erreichte Edelgaskonfigurationen
��
Phosphoratom: Argonatom
Chloratome: Argonatome
2
• Das Oktett würde bei einer Fünffachbindung überschritten.
• Die Abstoßung der Kerne wird bei zu kleinem Abstand (als Folge vieler Bindungen) zu groß.
(Nebenbemerkung: Übergangsmetallkomplexe mit Metall-Metall-Mehrfachbindungen sind
bekannt. Z. B. Chrom-Chrom-Vierfachbindung, Rhenium-Rhenium-Vierfachbindung.)
3
Name
Blausäure
Valenzstrichformel
�
�
�
�
Phosgen
��
�
��
�
Chloroform
�
��
��
��
�
Methanol
�
�
�
�
�
Bedeutung
Wurde früher aus „Berliner Blau“ gewonnen (Name!).
Wenige Milligramm wirken bereits tödlich (blockiert das
Hämoglobin). NaCN und KCN spielen in der Metallgewinnung (Gold, Silber) und Metallveredelung (Galvanisieren)
eine wichtige Rolle. Bittermandelgeruch, Siedetemperatur:
25,7 °C.
Im ersten Weltkrieg als Kampfgas eingesetzt. Industrielle
Verwendung bei der Herstellung von Kunststoffen und
Insektiziden.
Früher als Narkosemittel verwendet. Giftig, ruft Leberschäden hervor. Verwendung als Reinigungs- und Lösungsmittel.
„Holzgeist“, wegen seiner früheren Herstellung durch
trockene Destillation von Holz. Heute aus Synthesegas
gewonnen. Ausgangsstoff für die Herstellung von
Formaldehyd, der zu Kunststoffen weiterverarbeitet wird.
Giftig; geringe Mengen führen zur Erblindung, Mengen ab
etwa 25 g zum Tod.
Molekular gebaute Stoffe und Elektronenpaarbindung
37
Molekular gebaute S t o f f e u n d E l e k t ro n e n p a a r b i n d u n g
4
Kochsalz
Formel, Formeltyp
Vorliegender
Bindungstyp
Bindungspartner
werden zusammengehalten durch:
Bindungspartner erreichen die Edelgaskonfiguration durch:
38
Iod
NaCl, Verhältnisformel I2, Molekülformel
Eisen
Fe, Elementsymbol,
(Verhältnisformel)
Ionenbindung
Atombindung
Metallbindung
Gegenseitige Anziehung von Kationen
und Anionen
Gemeinsame Elektronenpaare
Elektronengas „kittet“
die Atomrümpfe
zusammen.
Abgabe bzw. AufGemeinsame Elektronahme von Elektronen nenpaare
Richtung der Bindung
Nach allen Richtungen
Abstände zum
nächsten gleichartigen Atom/Ion
Dieser Abstand ist
immer gleich groß.
Molekular gebaute Stoffe und Elektronenpaarbindung
Nur zwischen den
Bindungspartnern
Es gibt zwei Abstände,
nämlich den innermolekularen (zum
Bindungspartner) und
den (größeren)
zwischenmolekularen,
d. h. zwischen zwei
Iodmolekülen.
Abgabe von Elektronen
Nach allen Richtungen
Der Abstand zwischen
den Atomrümpfen ist
immer gleich groß.