Allgemeine und Anorganische Chemie

Allgemeine und Anorganische Chemie
1. Allgemeine Chemie
 Aggregatszustände:
o fest (s), flüssig (l), gasförmig (g)
o hängt von den Kräften ab, die zwischen den Atomen und Molekülen wirken
o kommt auch auf Bewegungsenergie (kinetische Energie) der Teilchen an je höher,
desto weiter rücken sie auseinander
o Feststoffe befinden sich im Zustand höchster Ordnung, in dem die Teilchen z.T. Kristallgitter
ausbilden können  energetisch besonders günstig, niedrige kinetische Energie
o Gase:
 Z.B. Wasserstoff, Sauerstoff und Stickstoff bei Raumtemperatur
 Druck auf die Gefäßwand resultiert aus schnellen Bewegungen der Teilchen 
elastische Stöße
 Das Quadrat der mittleren Geschwindigkeit v der Gasmoleküle ist proportional der
Temperatur und umgekehrt proportional der Masse
o Flüssigkeiten:
 beim Abkühlen nimmt die kinetische Energie der Teilchen ab  nähern sich unter
dem Einfluss intermolekularer Anziehungskräfte
 werden durch Gravitationsdruck nach unten gezogen
 haben gekrümmte Oberfläche (Oberflächenspannung)  Flüssigkeit will auf fester
Unterlage möglichst kleine Oberfläche ausbilden (Tropfen)
o Feststoffe:
 Kräfte zwischen Teilchen so groß, dass sie ihren Platz nicht mehr verlassen können
 Können gegeneinander schwingen und um sich selbst rotieren
 Kristalline (durchgehend regelmäßige Anordnung) und amorphe (keine regelmäßige
Anordnung und äußere Form) Feststoffe
 Auftreten der Stoffe in verschiedenen Phasen:
Heterogene
Homogene
Gemische
Aggregatzustand
Gemische
Bezeichnung
Beispiel
Bezeichnung
Beispiel
fest-fest
Gemenge
Gestein
feste Lösung
Metallegierung
fest-flüssig
Suspension
Schmutzwasser
Lösung
Zucker in Wasser
flüssig-flüssig
Emulsion
Milch
Lösung
Alkohol in Wasser
flüssig-gas
Nebel
Wolken
Lösung
Mineralwasser
fest-gas
Rauch
Rauch
Lösung
Wasserstoff in Metallen
der Bestandteile
"Hydridspeicher"
gas -gas
o
o

-
Gasgemisch
Luft
Kenngrößen der Phasenumwandlung sind Schmelz- und Siedepunkt
eine abgegrenzte Menge eines homogenen Stoffes (in einem heterogenen Gemisch) nennt man
eine Phase
o Zwischen den Phasen gibt es Grenzflächen, die Phasengrenzen
o Zugehörigen Temperaturen sind für jeden Stoff charakteristisch  Reinheitskriterien,
Verunreinigung meist in Schmelzpunkterniedrigung oder Siedepunkterhöhung
o Während Schmelzen oder Verdampfen muss Energie zugeführt werden
o Flüssigkeiten Verdampfen auch unter dem Siedepunkt
o Verringerung des Druckes über einer Flüssigkeit  Siedepunkt sinkt: im Hochgebirge siedet
Wasser schon bei 85°C, im geschlossenen Topf erst sehr spät
o Sublimation: Einige Stoffe gehen direkt vom festen in den gasförmigen Zustand über
(Kohlendioxid  Trockeneis)
Verfahren zur Stofftrennung:
o Destillation: Flüssigkeiten werden zum Sieden erhitzt  Dampf wird wieder zurückgewonnen
o Sublimation: geht aus einem Stoffgemisch A/B der Stoff A beim Erhitzen aus dem festen in
den gasförmigen Zustand über, so kann der gebildete Dampf sich an einer gekühlten Stelle
wieder als feste Substanz niederschlagen
o
o
o
o
o
Trennverfahren
Dekantieren
Schlämmen
Filtrieren
Zentrifugieren
Windsichten
Destillieren
Herauslösen
Verteilen



Gefriertrocknung: Wasser wird dadurch entfernt  gefrieren und dann Vakuum  durch
niedrigen Druck verdampft Wasser
Kristallisation: Wenn Stoffgemisch in Lösung unterschiedliche Löslichkeiten hat  beide
Stoffe durch Erwärmen in Lösung bringen  beim Abkühlen kristallisiert zuerst der Stoff mit
der geringeren Löslichkeit
Flüssig-Flüssig-Verteilung: zwei Stoffe haben in einem zweiphasigen Lösungsmittelsystem
unterschiedliche Verteilungskoeffizienten K
Dialyse: an semipermeabler Membran werden aus einer vorgegebenen Lösung
niedermolekularen von hochmolekularen Stoffen getrennt
Chromatographie: Gleichgewichte zwischen zwei Phasen werden ausgenutzt, von denen die
ein fest und die andere flüssig ist  mobile Phase durchströmt die stationäre
zur Trennung genutzte Eigenschaft
unterschiedliche Dichte
unterschiedliche Dichte, nicht wasserlöslich
Teilchen und Porengröße
unterschiedliche Dichte
unterschiedliche Dichte
unterschiedliche Siedepunkte
unterschiedliche Löslichkeit
unterschiedliche Löslichkeit in nicht mischbaren
Flüssigkeiten
Chemisches Element:
o Definition: Liegt ein Stoff vor, der nur aus Atomen mit ein und derselben Kernladungszahl
besteht, spricht man von einem Element
 von R.BOYLE (1661), die im wesentlichen noch heute gilt:
Elemente sind einfache, völlig unvermischte Stoffe. Sie enthalten keine anderen Stoffe, sie sind
vielmehr die Zutaten, aus denen alle chemischen Verbindungen zusammengesetzt sind und in
welche die Verbindungen letztlich zerlegt werden.
 J. DALTON (1805): Die chemischen Elemente sind aus kleinsten chemisch nicht weiter
zerlegbaren Bausteinen, den Atomen aufgebaut. Alle Atome eines Elements haben die gleiche
Masse und die gleichen Eigenschaften.
o Namensbezeichnungen: die bekannten Elemente (z.Z. 109) haben einen Namen und eine
Abkürzung (=Elementsymbol)  leitet sich nicht immer vom deutschen Namen ab!!!
o Benennungen nach:
 Städten, Ländern: Holmium (Stockholm), Gallium
 Wissenschaftlern: Einsteinium, Fermium
 Eigenschaften: Chlor (chloros = gelbgrün), Brom (bromos = Gestank)
 Symbolik: nach J.J.Berzelius:einer oder zwei Buchstaben werden dem Namen des Elements
entnommen
Elementarteilchen:
o Kathodenstrahlen: bestehen aus Elektronen
o Kanalstrahlen: durch Entfernen von Elektronen aus Atomen oder Molekülen können positiv
geladene Teilchen erzeugt werden  kleinstes, positives Ion wird Proton genannt
o Neutronen sind elektrisch neutrale Elementarteilchen, ihre Masse ist geringfügig größer als die
des Protons
Atomkern:
o Jedes Atom besitzt einen Atomkern, in dem sich Protonen und Neutron, auch Nukleonen
genannt, aufhalten
o Durchmesser von 10^-15m  Gesamtatom/Atomkern = Sporthalle/Tischtennisball
o Radioaktivität:
 Bestimmte Teilchen besitzen die Eigenschaft, ohne äußeres Zutun, d.h. spontan
Teilchen in Form von Strahlen auszusenden
 3 Arten:
  = zweifach positiv geladene Heliumionen = 2 Protonen und 2 Neutronen
  = Elektronen mit etwa 130 000km/s
  = kurzwellige elektromagnetische Strahlung
 zum Nachweis und zur Messung radioaktiver Strahlung benutzt man Geiger-MüllerZähler: radioaktive Strahlung wirkt ionisierend: von Atomen können Elektronen
o
o
o
abgelöst werden, es entstehen positive Ionen und Elektronen, was zu einem kurzen
Stromimpuls im Zählrohr führt
 auch in lebenden Zellen wirken sie ionisierend  es entstehen freie Radikale
 Halbwertszeit
 Von den Elementen mit kleiner Ordnungszahl existieren nebeneinander stabile und
instabile radioaktive Isotope  z.B. Tritium
Symbolik:
links oben: Massenzahl = Neutronen + Protonen
links unten: Ordnungszahl = Protonen = Elektronen
rechts oben: Ladung
rechts unten: Anzahl der Atome im Molekül
Isotop: alle Atome eines Elements haben die gleiche Ordnungszahl, können sich aber in der
Massenzahl, also in der Zahl der Neutronen unterscheiden
Kernspaltung und –fusion:


235
Kernspaltung: Durch Einfang eines Neutrons entsteht aus 92 U ein instabiler
Zwischenkern in einem angeregten Zustand, der unter Abgabe einer sehr großen
Energie in zwei Kernbruchstücke ( es können auch andere Bruchstücke als Kr und Ba
sein) und 1 bis 3 Neutronen zerfällt. Die freiwerdenden Neutronen können weitere
Kernspaltungen auslösen, was zu einer Kettenreaktion führt.
Kernfusion: Durch Verschmelzung sehr leichter Kerne kann ebenfalls Energie erzeugt
werden:
H + 3H  4He + n0
2

Für den Prozeß sind sehr hohe Temperaturen von 107 - 108 C notwendig zur
Überwindung der Kern-Kern-Abstoßung.
Die von der Sonne abgestrahlte Energie stammt aus Reaktionen, bei denen
Wasserstoffkerne zu Heliumkernen verschmelzen.
Elektronenhülle der Atome:
o Klassische Mechanik:
 Einfachstes Atom mit nur einem Elektron ist das H-Atom
 Das Elektron bewegt sich in einer Kreisbahn um den Atomkern
 Elektron und Proton haben gleiche, aber entgegenegsetzte Ladung
 Die Energie hängt nur vom Bahnradius r ab, für ein Elektron sind alle Bahnen und
Energiewerte von Null (r = unendlich) bis unendlich (r = 0) erlaubt
 werden Atome angeregt, so können sie unter Aussendung einer elektromagnetischen
Strahlung wieder den Grundzustand erreichen
 zur elektromegnatsichen Strahlung gehören Radiowellen, Mikrowellen, Licht,
Röntgenstrahlen und Gammastrahlen
o Bohr’sches Modell:
 Für das Elektron gibt es keine beliebigen Bahnen, sondern nur bestimmte, erlaubte
Bahnen, auf denen es sich strahlungsfrei bewegen kann. Die Energiezustände des
Elektrons sind gequantelt und nicht kontinuierlich
 Das Produkt aus Impuls des Elektrons (m v) und Bahnumfang (2r) ist ebenfalls
gequantelt und ein stets ganzzahliges Vielfaches einer Wirkungsgröße h, dem sog.
PLANCKschen Wirkungsquantum, einer fundamentalen Naturkonstante.
m v 2r = n h
n ist die sog. Hauptquantenzahl mit Werten = 1, 2, 3, .....
h = 6,626 10-34Js
 Das Elektron darf sich nicht auf beliebigen Bahnen aufhalten, sondern nur auf solchen
vom Radius 53pm, 4 53pm, 9 53pm, .....
 Dass Elektron kann nicht beliebige Energiezustände annehmen, sondern es sind nur
ganz bestimmte Energiezustände möglich, die durch die Quantenzahl n festgelegt
sind.
 Mit dem Bohrschen Atommodell sind die Linienspektren des Wasserstoffs
vollständig interpretierbar.
 Der stabilste Zustand eines Atoms ist der Zustand niedrigster Energie
(Grundzustand), der bei der Quantenzahl n = 1 vorliegt. Zustände mit der
Quantenzahl >1 sind weniger stabile, angeregte Zustände.
Unter Energiezufuhr "springt" das Elektron von Zustand n = 1 in einen Zustand n > 1.

 




Umgekehrt wird beim Sprung eines Elektrons von einem angeregten Zustand in den
Grundzustand Energie in Form von Licht abgestrahlt.
o Heisenberg’sche Unschärferelation:
 Größen, deren Produkte die Dimension einer Wirkung hat, können einzeln nicht
beliebig genau bestimmt werden.
 Für das Elektron bedeutet dies: Impuls und Ort des Elektrons können nicht
gleichzeitig genau bestimmt werden.
 Bei bekannter Geschwindigkeit ist der Aufenthaltsort vollkommen unbestimmt.
 Nach der Unbestimmtheitsrelation ist das Bild des Elektrons das sich auf seiner Bahn
von Punkt zu Punkt bewegt, falsch.
 Das Elektron kann an einem bestimmten Punkt nur mit einer gewissen
Wahrscheinlichkeit angetroffen werden.
 Man stellt sich das Elektron als eine "Elektronenwolke" vor, wobei die Gestalt dieser
Wolke den Raum angibt, an dem sich das Elektron mit größter Wahrscheinlichkeit
aufhält.
o Welle-Teilchen-Dualismus:
 M.PLANCK(1900) zeigte, daß ein System, das Strahlung abgibt, diese nicht in
beliebigen Energiebeträgen abgeben kann, sondern nur als ganzzahliges Vielfaches
von kleinsten Energieeinheiten, die Photonen oder Lichtquanten genannt werden:
E=h 
wobei = Frequenz der Strahlung. Für elektromagnetische Strahlung ist die Frequenz
 mit der Wellenlänge  über die Lichtgeschwindigkeit c verknüpft:
c= 
 Elektromagnetische Strahlung besitzt demnach sowohl den Charakter von Wellen als
auch von Teilchen. ("Welle-Teilchen-Dualismus")
o Quantenzahlen:
Die Hauptquantenzahl n (n = 1, 2, 3,....)
Durch die Hauptquantenzahl werden die Energieniveaus festgesetzt, die auch als
Schalen K,
L, M, N ... bezeichnet werden.


1)
n
Schale
Energie

1
K
E1
2
L
1/4 E1
3
M
1/9 E1
Grundzustand


2)
Die Nebenquantenzahl l
n und l sind durch die Beziehung l  n-1 verknüpft, l kann also die Werte 0, 1, 2, 3, ..., n-1
annehmen. Diese Quantenzustände werden als die s-, p-, d-, f-Zustände bezeichnet.
n
Schale
l
Bezeichnung
3)
2
L
0 1
s p
3
M
0 1 2
s p d
4
N
0 1 2 3
s p d f
Die magnetische Quantenzahl m.
m kann Werte von -l bis +l annehmen, gibt also an wieviele s-, p-, d- und f-Zustände
l
0
1
2
3
4)
1
K
0
s
m
0
-1 0 +1
-2 -1 0 +1 +2
-3 -2 -1 0 +1 +2 +3
existieren.
Anzahl
ein s-Zustand
drei p-Zustände
fünf d-Zustände
sieben f-Zustände
Die Spinquantenzahl s
Sie beschreibt den Eigendrehimpuls des Elektrons. Dieses besitzt, bildlich gesprochen, eine
Eigendrehung, die links- oder rechtsherum erfolgen kann. Es gibt folglich zwei
Quantenzustände s = +1/2 und s = -1/2.
o
Orbitalmodell

o
o
Ein Orbital ist ein Raum in der Elektronenhülle, in dem die
Aufenthaltswahrscheinlichkeit für ein bestimmtes Elektron zwischen 0 und 1 liegt
 S-Orbitale: kugelsymmetrisch
 P-Orbitale: hantelförmig
 D-Orbitale: kleeblattförmig
 Je kleiner der Wert von n, desto tiefer liegt das Orbital energetisch.
 Es gibt n Typen von Orbitalen auf der n-ten Schale, z.B. auf der M-Schale s-, p- und
d-Orbitale.
 Die Hauptquantenzahl n bestimmt die Größe des Orbitals.
 Die Nebenquantenzahl l bestimmt die Gestalt des Orbitals.
 Die Magnetische Quantenzahl m bestimmt die Orientierung des Orbitals im Raum.
Pauli-Verbot:
 Kein Elektron eines Atoms stimmt in allen vier Quantenzahlen mit einem anderen
überein
 jedes Orbital kann also nur mit maximal zwei Elektronen besetzt werden, die sich
dann in ihrer Spinquantenzahl unterscheiden müssen
Hund’sche Regel:
 die Orbitale einer Unterschale werden so besetzt, dass die Zahl der Elektronen mit
gleicher Spinrichtung maximal wird

3 Elektronen im 1s-Orbital sind Pauli-verboten, da zwei der drei in allen
Quantenzahlen übereinstimmen. n=1, l=0 und s ist identisch.

2 Elektronen unterschiedlichen Spins im 1s-Orbital ist ein erlaubter
Zustand.

Periodensystem der Elemente (Elektronenkonfiguration, Atomradien)
o Waagrechte Reihen: Perioden
o Senkrechten Reihen: Hauptgruppen, Nebengruppen
o Elektronenkonfiguration:
 Wegweiser
 1. Periode: Besetzung der 1. Schale
 2. Periode: 2. Schale kann 8 Elektronen aufnehmen  wird nacheinander gefüllt
o Hauptgruppenelemente: Elektronen werden in äußere Schale aufgenommen
o Nebengruppenelemente: Änderung in den weiter innen liegenden Schalen
o Hauptgruppen von links nach rechts: Alkalimetalle, Erdalkalimetalle, Erdmetalle,
Kohlenstoffgruppe, Stickstoffgruppe, Chalkogene, Halogene, Edelgase
o Von links nach rechts: metallischer Charakter nimmt ab und Elektronegativität zu
o Von oben nach unten: metallischer Charakter nimmt zu und Elektronegativität ab
 Bei der Auffüllung der Atomorbitale mit Elektronen kommt es zu periodische Wiederholungen
gleicher Elektronenanordnungen auf der jeweils äußersten Schale.
 Elemente deren Atome analoge Elektronenkonfigurationen besitzen, haben ähnliche Eigenschaften
und können zu Gruppen zusammengefaßt werden.
Edelgase
He
Ne
Ar
Kr
Xe
1s2
[He]
2s2p6
[Ne]
3s2p6
[Ar]
3d104s2p6
[Kr]
4d105s2p6
Edelgase besitzen abgeschlossene Schalen, die besonders stabil sind. Die Edelgase sind äußerst reaktionsträge.
Alkalimetalle (al kalja [arab.]] Soda, Na2CO3)
Li
Na
K
Rb
[He] 2s1 Die Alkalimetalle haben auf der äußersten Schale die Elektronen[Ne] 3s1 konfiguration s1.
[Ar] 4s1 Da dieses Elektron leicht abgegeben werden kann, bilden sich leicht
[Kr] 5s1 Kationen, einfach positive geladene Ionen wie Na +
[Xe] 6s1
Cs
Halogene (halos genein [gr.] Salzbildner)
[He] 2s2p5
[Ne] 3s2p5
[Ar] 3d104s2p5
[Kr] 4d105s2p5
F
Cl
Br
I


2.









Die Halogene haben auf der äußersten Schale die Elektronenkonfiguration 2s2p5. Sie können leicht ein Elektron aufnehmen
und dabei in Anionen, einfach negativ geladene Ionen wie Clübergehen.
1896 stellte unabhängig voneinander L.MEYER und F.MENDELEJEW das Periodensystem der
Elemente auf. Sie ordneten die Elemente nach steigender Atommasse und nach Perioden gemäß
ihrer ähnlichen chemischen Eigenschaften.
Modernes Periodensystem: die Elemente werden nach ihrer Ordnungszahl (=Protonenzahl =
Elektronenzahl) geordnet. Die zu Gruppen gefaßten Elemente stehen untereinander von rechts
nach links verlaufen die Perioden.
Chemische Reaktion
Gesetz der konstanten Proportionen (J.Proust)
o in einer Verbindung sind stets die gleichen Elemente im gleichen Massenverhältnis oder
Volumenverhältnis enthalten
Gesetz der multiplen Proportionen:
o Vereinigen sich zwei chemische Elemente zu Verbindungen, dann stehen ihre
Gewichtsverhältnisse im Verhältnis einfacher, ganzer Zahlen
o Stickstoff und Sauerstoff bilden z.B. mehrere Verbindungen miteinander
Exergonisch (exotherm), endergonisch (endotherm)
o Exotherm: bei Reaktion wird Wärmeenergie frei
o Endotherm: Energie muss für den Ablauf der Reaktion aufgebracht werden
Gesetz von der Erhaltung der Masse
o Bei chemischen Reaktionen treten keine merklichen Massenänderungen auf
o Atome gehen nicht verloren
Molekülmasse, das Mol als Stoffmengeneinheit, Avogadro’sche Zahl:
o Relative Atommasse entspricht 1/12 des Kohlenstoffatoms
o Kein Atom hat glatte Atommasse:
 Masse eines Protons und Neutrons ist nicht genau gleich
 Massen der Elementarteilchen addieren sich nicht genau, weil es eine atomare
Bindungsenergie gibt, die zu einer Massenabnahme führt (Massendefekt)
 Zahlen spiegeln auch relative Isotopenhäufigkeit wieder
o Avogadro-Konstante: dividiert man 12g C durch die absolute Masse des Atoms, so erhält man:
6,02 * 10^23 mol^-1
o Von ihr ausgehend wird die Stoffmenge n mit ihrer Einheit Mol definiert: 1 Mol enthält 6,02 *
10^23 Atome
o 1 Mol eines Elements entspricht der relativen Atommasse in Gramm
Chemisches Gleichgewicht
o Viele chemische Reaktionen, die in homogener Lösung ablaufen, kommen äußerlich zum
Stillstand, obwohl die Edukte noch nicht verbraucht sind  System befindet sich in einem
homogenen Gleichgewicht
o Reaktion ist nicht zum Stillstand gekommen, Hin- und Rückreaktion laufen in gleichem Maß
ab
 durch geeignete Wahl der äußeren Bedingungen kann jede Reaktion in der Richtung ihres
Ablaufs beeinflusst werden, man spricht vom chemischen Gleichgewicht, symbolisiert durch
den Gleichgewichtspfeil
Aktivierungsenergie:
o Energie, die aufgebracht werden muss, damit eine Reaktion „in Gang kommt“
Katalysatorwirkung
 Ein Katalysator ist ein Stoff, der in eine chemische Reaktion eingreift, ohne selbst verbraucht
oder verändert zu werden. Eine katalysierte Reaktion verläuft auf einem anderen Weg, nach
einem anderen Mechanismus als eine unkatalysierte Reaktion.
o Mit einem hinzugegebenen Stoff kann die Aktivierungsenergie herabgesetzt werden
Reaktionsenthalpie:
o Reaktionswärme  thermodynamische Größe
o

3.





freigesetzte Reaktionswärme teilt sich in Volumenarbeit und einen restliche, als Wärme
erhältlichen Energieanteil auf, die Reaktionsenthalpie
o negatives Vorzeichen bei exothermen Reaktionen, also wenn Wärme frei wird
o positives Vozeichen bei endothermen Reaktionen
Entropie:
o Maß für die Ordnung oder Unordnung eines Systems  wächst mit zunehmender Unordnung
 Bei einer spontanen, freiwillig ablaufenden Reaktion vergrößert sich (fast immer) die
Entropie. Die Entropie kann als ein Maß für die Unordnung in einem System gedeutet
werden, Freiwillig stellt sich somit (fast) immer nur ein Zustand geringerer Ordnung ein.
 Vorgänge, die unter Entropiezunahme verlaufen:
 Wärmefluß von heiß nach kalt
 Diffusion in festen, flüssigen oder gasförmigen Medien Schmelzen
 Verdampfen und Sublimieren
 Bildung von Lösungen
 Chemische Reaktionen, bei denen sich Gase bilden
 Je tiefer die Temperatur der Umgebung, desto höher ist bei gegebener Reaktionsenthalpie die
Entropiezunahme.
Ionenbindung
Ionenverbindungen entstehen durch Vereinigung von ausgeprägt metallischen mit ausgeprägt
nichtmetallischen Elementen.
Metallische Elemente geben leicht Elektronen ab und gehen in Kationen über, nicht metallische
Elemente nehmen leicht Elektronen auf und gehen in Anionen über. Die chemischen Eigenschaften
verändern sich beim Übergang vom neutralen Atom zum ungeladenen Ion vollständig.
Kationen: Atome mit geringer Anzahl Valenzelektronen (Metalle) haben Tendenz, diese abzugeben 
Kationen, positiv geladene Teilchen
Anionen: Atome, denen an der Edelgaskonfiguration der Valenzelektronen noch ein oder zwei fehlen
(Nichtmetalle) haben eine Tendenz, diese aufzunehmen  Anionen, negativ geladene Teilchen
Ionisierungsenergie:
o die Energie, die bei diesem Prozess „in Aktion“ ist
 Die Ionisierungsenergie ist die Mindestenergie, die notwendig ist, um ein Elektron
vollständig aus dem Atom zu entfernen. Sie ist ein Maß für die Festigkeit, mit der das Elektron
im Atom gebunden ist.
 Im Periodensystem erkennt man folgende Tendenzen
1.) Die Ionisierungsenergie nimmt innerhalb einer Periode von links nach rechts zu.
2.) Die Ionisierungsenergie nimmt innerhalb einer Gruppe von oben nach unten ab.

Elektronenaffinität:
o die Energie, die bei diesem Vorgang frei (Kationen) wird oder aufgebracht werden muss
(Anionen)
 Die Elektronenaffinität ist die Energie, die frei wird (negative EA) oder benötigt wird
(positive EA) wenn sich ein Elektron unter Bildung eines Anions anlagert.
 Nähert sich ein Elektron einem Atom, wird es vom Kern angezogen, von der Elektronenhülle
jedoch abgestoßen. Je nach dem, ob Abstoßung oder Anziehung überwiegt, wird Energie
freigesetzt oder benötigt, um das Anion zu bilden. Zweite Elektronenaffinitäten sind immer
positiv.

Elektronegativität:
 Das Maß für die Fähigkeit, Elektronen an sich zu ziehen ist die Elektronegativität x
 xA und xB sind die absoluten, nicht meßbaren Elektronegativitäten. Die Elektronegativität von
Fluor ist die höchste aller Elemente und wird willkürlich auf 4,0 festgelegt.
 Zwischen dem Ionencharakter einer Bindung und der Elektronegativitätsdifferenz besteht ein
fast linearer Zusammenhang.
o Relative Größe mit Werten zwischen 0,7 und 4,0
o Dient der Abschätzung der Tendenz zu Ionenbildung
o Hoher EN: Atom hat einer Verbindung eine starke Tendenz, Elektronen zu sich
herüberzuziehen
o Elemente, die sich im EN stark unterschieden, bewirken eine gegenseitige Ionisation  es
entstehen Salze
o Atome sehr ähnlicher EN bilden eher Atombindungen aus


NaCl-Struktur:
o In allen drei Richtungen des Raumes reihen sich Kationen und Anionen abwechselnd zu einem
Ionengitter zusammen
Ionenradien:
Der Metallradius eines Elements ist die Hälfte des Abstands der Zentren zweier nächster
Nachbarn im festen Metall (experimentell bestimmbar).
Der Ionenradius ist über den Abstand der Zentren von Kation und Anion definiert.
o


Bildet man aus einem Atom durch Entfernen der Valenzelektronen ein
Kation, so nimmt sein Radius deutlich ab  nimmt in HG von oben
nach unten zu
o Entsteht aus einem Atom durch Aufnahme eines Valenzelektrons ein Anion, so vergrößert
sich der Radius des Teilchens: durch zusätzliche negative Ladung weitet sich die äußere
Schale  in HG nimmt Ionenradius von oben nach unten zu
o Anionen sind innerhalb einer Periode deutlich größer als Kationen
Gitterenergie:
o Kationen und Anionen lagern sich durch Ionenbindung oder heteropolare Bindung genannt zu
Ionengittern zusammen  Salze
o Ionenbindung ist ungerichtet
o Salze: große Differenz in der EN; kristallisieren leicht, haben hohe Schmelzpunkte und ihre
Schmelzen leiten elektrischen Strom
o Gitterenergie ist Bindungsenergie eines Salzes  wird frei, wenn sich Ionenkristalle bilden;
man muss sie aufwenden, wenn das Ionengitter gegen die elektrostatische Anziehung in die
einzelnen Ionen (im Gaszustand) zerlegt werden soll
 Beim Zusammenfügen von weit voneinander entfernten, im Gaszustand befindlichen positiven
und negativen Ionen zu einem Kristall wird die Gitterenergie frei.
Koordinatenahlen, -geometrien:
 Die Koordinationszahl gibt die Zahl der nächsten gleichweit entfernten Nachbarn eines
Gitterbausteins an.
 Es treten die Koordinationszahlen 2, 3, 4, 6, 8 und 12 auf. Die dabei verwirklichten
Anordnungen sind hauptsächlich die lineare Koordination (KZ = 2), das Dreieck (KZ = 3) das
Tetraeder (KZ = 4), das Oktaeder (KZ = 6), der Würfel (KZ = 8) und das Kuboktaeder (KZ =
12).
Koordinationszahlen und Geometrie der Anordnungen der Ionen in Ionenkristallen
4.

Kovalente Bindung
Struktur von Molekülen:
o Lewis-Valenzstrichformeln
 Symbolik: = ein einzelnes Elektron,  =ein Elektronenpaar
 H + H  HH
 Vollständige Valenzstrichformel des NH4+-Ions:



o
o
o
o
Oktettregel:
 unter Einbeziehung der gemeinsamen Elektronenpaare dürfen sich am Schluss nicht
mehr als 8 (beim H-Atom 2) Elektronen auf der äußeren Schale eines Atoms befinden
 an einem Atom können nur maximal vier gemeinsame Elektronenpaare
ausgebildet werden (C)
 Ab der zweiten Periode streben alle Atome die besonders stabile Achterschale an
(Oktettregel).
Einfach- und Mehrfachbindungen
 Einfachbindung: zwei einfach besetzte sp3-Orbitale überlappen sich; sie bilden eine
-Bindung mit rotationssymmetrischer Verteilung der Elektronen um die gedachte
Bindungsachse
 Mehrfachbindung: C-Atom im angeregten Zustand kann alternativ zur sp3Hybridisierung auch eine sp2-Hybridisierung eingehen  ordnen sich so um das CAtom an, dass die Achsen in einer Ebene liegen und zueinander einen Winkel von
120° bilden  -Bindung zwischen den C-Atomen und vier weitere auf die H-Atome
 p-Orbitale bilden zusammen ein überlappendes, doppelt besetztes, bindendes Molekülorbital aus
 Zwischen Atomen kann es Einfachbindungen (ein bindendes Elektronenpaar) und
Mehrfachbindungen geben (Doppelbindung = 2 bindende, Dreifachbindung = 3
bindende Elektronenpaare).
 In Molekülen treten immer bindende und oft nichtbindende, freie Elektronenpaare
auf.
Formal- und Ionenladung
 Zur Berechnung von Formalladungen werden die Bindungselektronen geteilt, jedes
beteiligte Atom erhält ein Bindungselektron aus jeder kovalenten Bindung. Dann
vergleicht man mit der Zahl der Elektronen, die das Atom als neutrales Atom
besetzten würde. Sind mehr Elektronen vorhanden, gibt man negative
Formalladungen, sind weniger Elektronen vorhanden gibt man positive
Formalladungen.
Regel zum Aufstellen einer Lewis-Formel
1.) Bestimme die Zahl der Elektronen, die in das Molekül einbezogen werden müssen. Zähle
hierzu alle Valenzelektronen aller Atome zusammen.
2.) Schreibe die Elementsymbole der Atome in einer solchen Anordnung auf, aus der
ersichtlich wird, welche Atome aneinander gebunden sind.
3.) Verteile die Elektronen als Paare, zuerst Bindungselektronenpaare und dann solange
weitere Paare, bis jedes Atom ein Oktett besitzt.
z.B. Nitrat-Ion, NO3Zahl der Valenzelektronen: 5 + 3 6 + 1 = 24 e = 12 Paare

Die Elemente der 2. Periode befolgen die Oktettregel, ab der 3. Periode kann es zur
Oktettaufweitung kommen,
Stickstofftrifluorid, NF3, 5 + 3 7 = 26 e = 13 Paare

Stickstoffpentafluorid _NF5, existiert nicht
jedoch Phosphorpentafluorid, PF5, 5 + 5 7 = 40 e = 20 Paare

o
10 Elektronen am Phosphor, ist nur mit Beteiligung von d-Orbitalen möglich, daher für die
Elemente der 2.Periode unmöglich, da die 3d-Orbitale energetisch zu hoch liegen.
VSEPR-Modell
Zur Vorhersage von Molekülstrukturen dient das Konzept der Valenzelektronenpaarabstoßung
(VEPA-Konzept, Valence Shell Electron Pair Repulsion = VSEPR, entwickelt vor allem von
GILLESPIE und NYHOLM, 1963).
Grundidee:
Elektronenpaare stoßen sich ab und entfernen sich soweit wie möglich
voneinander, das gilt für Elektronenpaare in kovalenten Bindungen wie für freie, nichtbindende
Elektronenpaare,
2 Elektronenpaare =
3 Elektronenpaare =
4 Elektronenpaare =
5 Elektronenpaare =
6 Elektronenpaare =
lineare Anordnung
gleichzeitiges Dreieck (trigonale planare Anordnung)
Tetraeder
trigonale Bipyramide
Oktaeder
Zur Benennung der Molekülstruktur wird das freie Elektron nicht berücksichtigt, es ist
"unsichtbar".
Ein freies Elektronenpaar braucht soviel Platz wie ein gebundenes Atom!
Das VSEPR.Konzept ist sehr leistungsfähig, da es viele Molekülstrukturen richtig vorhersagt
Jedoch die räumliche Orientierung von Orbitalen wird nicht berücksichtigt.
o
o
Hybridisierung von Orbitalen
 Ungepaarte Elektronen vorhanden  unter Einfluss eines Bindungspartners wird ein
2s-Elektron auf das freie 2p-Niveau angehoben  angeregter Zustand  die vier,
zunächst unterschiedlichen Orbitale kombinieren sich zu vier neuen, energetisch
gleichwertigen Orbitalen  es entstehen sp3-Hybrid-Orbitale
 die Mischung verschiedener Orbitale führt zu Gybridorbitalen mit neuer Gestalt und
neuer räumlicher Orientierung
 sp3-Hybridorbitale haben eine tetraedrische Anordnung, z.B. CH4, NH3, H20
 sp2-Hybridorbitale haben eine trigonale planare Anordnung, z.B. BF3
 sp-Hybridorbitale haben eine lineare Anordnung, z.B. HgCl2, BeCl2, CO2
Molekülorbital-Modell (z.B. Wasserstoff, Helium), Bindungsordnung
 Bindungsverhältnisse im H2-Molekül



Bei einer Annäherung der H-Atome kommt es zu einer Überlappung der 1s-Orbitale.
Hat die Wellenfunktion der Orbitale das gleiche Vorzeichen bildet sich ein beiden
Atomen gemeinsames, bindend wirkendes Molekülorbital.
Für Molekülorbitale gelten wie für Atomorbitale die PAULI-Regeln:
Das Molekülorbital darf nur mit einem Elektronenpaar besetzt werden; die Elektronen
müssen entgegengesetzten Spin haben.
Haben die Wellenfunktionen, die zum Molekülorbital überlappen, verschiedenes
Vorzeichen, besitzt das Molekülorbital eine Knotenfläche senkrecht zur H-H-Bindung
und wirkt antibindend.
5.

Wasserstoff
Vorkommen:
1.) in der Erdatmosphäre <5,10-5 Vol.% (zu geringe Erdschwerkraft)
2.) gebunden in Form von H2O, H2S, NH3 usw. in der Erdkruste 0,9%, jedes 6.Atom ist ein H-Atom, in
der Sonne hingegen etwa 80 von 100 Atomen.
 Darstellung im Laboratorium
1.) durch Elektrolyse oder thermische Spaltung von H2O
2.) Metall + Säure
unedle Metalle reagieren mit nichtoxidierenden Säuren wie Salzsäure unter
Wasserstoffentwicklung
Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
Gegenüber sehr unedlen Metallen verhält sich auch Wasser wie eine Säure
2 Na + 2 H2O  2 NaOH + H2
Bei hohen Temperaturen reagiert auch Eisen mit Wasserdampf
3 Fe+4 H2O
Fe3O4 + 4 H2
 Darstellung in der Technik
1.) durch "Steam Reforming" aus Erdgas
CH4 + H2O
Nickel Katalysator
 CO + 3 H2
900  C
das CO kann durch Kohlenmonoxid-Konvertierung zu weiterem H2 umgesetzt werden,
CO + H2O
2.) "Wassergas"
H2O + C
Co 3 O 4 Katalysator
 CO2 + H2
450 C
 
 CO+H2
900 C
3.) Bei der technischen Gewinnung von Natriumhydroxid durch Elektrolyse von NaCl-Lösung
Wasserstoff und Chlor Nebenprodukte
2 NaCl + 2 H2O  2 NaOH + H2 + C12

sind
Eigenschaften
1) Wasserstoff ist ein Reduktionsmittel, er überführt Metallverbindungen in die elementaren Metalle
CuO + H2

Cu + H2O
2) Das H2-Molekül ist extrem klein und kann daher auch durch feste Materialien hindurch diffundieren,
diese Eigenschaft erzeugt technische Schwierigkeiten beim Umgang mit gasförmigem H 2
3.) In manchen Metallen ist Wasserstoff sehr gut löslich. So kann festes Palladium-Metall das 900-fache
seines Volumens an H2 aufnehmen und beim Erwärmen wieder abgeben ("Hydridspeicher").
4.)Gasförmiger Wasserstoff besitzt eine sehr hohe Wärmeleitfähigkeit.

Verwendung
1). Herstellung von Ammoniak aus N2 + 3 H2  2 NH3 nach dem Haber-Bosch-Verfahren
2.) Synthese von Methanol aus CO + H2, Synthese von H2O2.
3.) Hydrierung von Pflanzenölen zur Gewinnung von Fetten (Margarine)
4.) Reduktionsmittel bei der Gewinnung bestimmter Metalle.
WO3 + 3 H2  W + 3 H2O
5.) Zur Erzeugung heißer Flammen ("Knallgasbrenner").
6.


Sauerstoff
Vorkommen:
 Häufigstes Element der Erdkruste mit fast 50% Gewichtsanteil, 21 Volumen-% der Luft, gebunden
in Wasser und vielen Verbindungen (Oxide, Silikate, Carbonate),
Darstellung
 Im Laboratorium durch thermische Zersetzung geeigneter Metalloxide
400 C
 2 Hg + O2
2 HgO  
700 C
 2 BaO + O2
2 BaO2  
2 KClO3


MnO 2
 KCl + 3 O2
150 C
Technisch durch Tieftemperaturdestillation verflüssigter Luft.
In der Natur durch die Photosynthese der Pflanzen
Licht


 C6H12O6 + 6O2
6 CO2 + 6 H2O  
Eigenschaften
 Reaktionen mit Nichtmetallen
C + O2

CO2
CH4 + 2 O2

CO2 + 2 H2O
S + O2

SO2
4 P + 5 O2

P4O10
 Reaktion mit Metallen
2 Na + O2

Na2O2
2 Mg + O2

2 MgO
4 Fe + 3 O2

2 Fe2O3
2Cu + O2

2 CuO
 all diese Reaktionen verlaufen unter Energieabgabe!
 Oxidation = Aufnahme von Sauerstoff = Erhöhung der Oxidationsstufe
 Reduktion = Abgabe von Sauerstoff = Erniedrigung der Oxidationsstufe
MO-Modell, magnetische Eigenschaften
 Im O2-Molekül kommt es zu kovalenten Bindungen zwischen den O-Atomen durch p-Orbitale:
zwei Atomorbitale
Überlappung
bindendes Molekülorbital
antibindendes Molekülorbital mit Knotenebene senkrecht zur Bindungsachse




Bildung von MOs aus solchen p-Orbitalen, die in die Richtung der Kernverbindungsachse der
beiden O-Atome weisen:
Das bindende und das antibindende MO sind ebenfalls rotationssymmetrisch zu dieser Achse.
Solche MOs haben  - Charakter.
O2 besitzt zwei ungepaarte Elektronen.
Durch die MO-Bindungstheorie kann der Paramagnetismus des Sauerstoffs erklärt werden.
Paramagnetische Stoffe enthalten ungepaarte Elektronen und werden vom Magnetfeld angezogen.
Probe eines paramagnetischen
Stoffes ohne äußeres Magnetfeld:
In einem Magnetfeld richten sich die Spinmomente der ungepaarten Elektronen aus.
nach außen unmagnetisch!
die Probe wird angezogen
 Im Gegensatz dazu werden diamagnetische Stoffe, die nur gepaarte Elektronen enthalten vom Magnetfeld schwach
abgestoßen.




Bestimmung der Bindungsordnung aus dem MO-Schema:
 Die Bindungsordnung (BO) ergibt sich nach:
Summe aller bindenden minus Summe aller antibindenden Elektronenpaare
 Beim O2-Molekül: 4 bindende - 2 antibindende Elektronenpaare ergibt Bindungsordnung
2, das O2-Molekül besitzt also eine Doppelbindung.
Die Grenzen der LEWIS-Formeln werden sichtbar:
Singulett-Sauerstoff (Chemolumineszenz), Radikale:
o Singulett-Sauerstoff besitzt eine Doppelbindung
o Ist in dieser Form zwar existent, jedoch deutlich energiereicher als in einer Form mit einer
Einfachbindung und zwei ungepaarten Elektronen an den Sauerstoffatomen (TriplettSauerstoff)
o Normaler Sauerstoff ist Diradikal (= Verbindung mit zwei ungepaarten Elektronen), was seine
Reaktionsfähigkeit erklärt
Begriff der Oxidation und Reduktion, Oxidationsstufen (-zahlen) ???
o Oxidation: Abgabe von Elektronen
o Reduktion: Aufnahme von Elektronen
o Redox-Reaktionen: Summe der abgegebenen Elektronen = Summe der aufgenommenen
Elektronen
o Oxidationszahlen:
 Ob ein Atom oder Ion Elektronen aufnehmen oder abgeben kann, kann durch eine
Änderung der Oxidationszahl festgestellt werden
 Oxidationszahl ist eine formale Hilfsgröße
 Man geht von den Elementen aus, deren Atome die Oxidationszahl 0 erhalten  bei
einfachen Ionen entspricht die Oxidationszahl der Ladung des Ions, die man auch als
Wertigkeit bezeichnet
 Elemente und einfache Ionen: Cl2 (0), Zn(0), H2(0), Cl- (-1), S2- (-2), Zn2+ (+2),
Fe3+ (+3)
 Moleküle: HCL (-1), NH3 (-3). H2O (-2)
o


Komplexe Ionen: NO3- (+5), So4 2- (+6)
 Rest nachlesen!!!


Sauerstoff kann durch elektrische Entladungen oder Bestrahlung mit UV-Licht in
Ozon (O3) umgewandelt werden
Ozon, ozein [gr.] riechen, ist neben 02 eine dreiatomige Form von Sauerstoff. Das
Auftreten eines Elements in verschiedenen Formen im gleichen Aggregatzustand
nennt man Allotropie.

Valenzstrichformel:

Doppelbindung und Einfachbindung sind in den beiden Formulierungen nicht zu
unterscheiden. Das gewinkelte Molekül besitzt zwei gleiche O-O-Abstände.
Ozon-Molekül ist gewinkelt gebaut und in sich polarisiert
Negative Ladung verteilt sich unter Verschiebung eines Elektronenpaares auf beide
endständigen O-Atome  Mesomerie
Vorkommen:
a.) in der Stratosphäre (20-25 km),
Ozon:



UV-Licht
 
O2
O + O2  O3
UV-Licht
 
O3
O + O3  2 O2
2O
 < 242 nm wird absorbiert
O2 + O
< 310 nm wird absorbiert
Ozon wird in der oberen Atmosphäre ständig gebildet und zerfällt wieder, dabei wird
kurzwellige UV-Strahlung absorbiert.
b.) in der Troposphäre ("Sommersmog")
Stickstoffmonoxid, NO, ist als schädliches Nebenprodukt von
Verbrennungsvorgängen vorhanden
2 NO +O2
 2 NO2
O + O2
 O3
O3 ist äußerst reaktiv und extrem giftig.


UV-Licht

2 NO + 2 O
 Folgereaktionen (Wald, Atemwege, usw.)
Zerstörung der stratosphärischen Ozon-Schicht ("Ozonloch") durch FCKW = FluorChlor-Kohlenwasserstoffe, z.B. F3C-CF2C1 Pentafluormonochlorethan
Stark vereinfachter Reaktionsablauf in der oberen Atmosphäre (bei einer optimalen
Temperatur von -85C)
UV-Licht
 
F3C-CF2Cl
F3C-CF2  + Cl 
 Cl + O3
 ClO + O2
ClO + O  Cl  + O2
einige hundert mal!

o
Halogenierte Kohlenwasserstoffe, die als Kühlmittel und Treibgase Verwendung
finden, zerstören die Ozonschicht und es gelangt das ungefilterte Sonnenlicht bis auf
die Oberfläche  irreversible Schäden auf der Haut des Menschen
 O3 ist eines der stärksten Oxidationsmittel
 Wird verwendet zur Wasserentkeimung (Desinfektion) und in speziellen
Ozontherapien
 Überschüssiges Ozon zerfällt rasch in Sauerstoff
Wasserstoffperoxid:
 Struktur:
Struktur von H2O2
Der Diederwinkel beträgt in der Gasphase 111
Oxidationsstufe der O-Atome: jeweils -1
 Darstellung
1.) in Spuren durch Abschrecken einer Knallgasflamme
2.) 2 Na + O2
 Na2O2
Natriumperoxid, enthält das PeroxidAnion O22Na2O2+ H2SO4  Na2SO4 + H2O2
500 C
 2 BaO2
3.) 2 BaO + O2  
BaO2 + H2SO4  BaSO4 + H2O2
 Die Nachweisreaktionen beruhen auf der Bildung von Metall-Komplexen mit
dem Peroxid-Anion

7.

Eigenschaften
 Reines H2O2 ist eine farblose Flüssigkeit vom Sdp. 150C und kann explosiv
zerfallen, im Handel ist es deshalb als 30 %ige Lösung in Wasser ("Perhydrol")
erhältlich.
 Wasserstoffperoxid wird industriell als Oxidationsmittel eingesetzt. Es hat den
Vorteil, keine belastenden Abfallstoffe zu hinterlassen
Physikalische Eigenschaften von Gasen
Avogadro’sches Gesetz
 Bei gleichen Bedingungen (Temperatur und Druck) enthalten gleiche Volumina beliebiger
Gase die gleiche Anzahl an Molekülen.
 1 Mol eines Gases besteht aus 6,022 1023 Molekülen. Unter Normalbedingungen (OC, 1
atm) nimmt 1 Mol eines Gases das Volumen von 22,414 Litern ein.
Gasgesetze (ideale und reale)
o es gibt nur reale Gase; je tiefer der Siedepunkt des Gases, umso ähnlicher wird sein Verhalten
dem eines idealen Gases
o Allgemeines Gasgesetz für ideale Gase:
p*V=n*R*T
p = Druck
V = Volumen
n = Stoffmenge
R = allgemeine Gaskonstante = 8,31 J/K*mol
T = Temperatur
 Für die Beschreibung realer Gase müssen Korrekturglieder in die allg. Gasgleichung
eingeführt werden.



n2 a
p +
  (V - n b) = n  R  T

V2 



van der Waalsche Gasgleichung für reale Gase
Die empirischen Koeffizienten a und b berücksichtigen die intermolekularen Anziehungskräfte
und das Eigenvolumen der Gasmoleküle.
Verflüssigung von Gasen (Joule-Thomson-Effekt)
 Um Gase abzukühlen, macht man sich den JOULE-THOMSON-Effekt zunutze: Verringert
man den Druck in einem komprimierten Gas, expandiert es und kühlt sich ab, da gegen die
Anziehungskräfte der Moleküle Energie aufgewendet werden muß. Diese Energie wird der
kinetischen Energie der Gasteilchen entnommen, was eine Abkühlung bewirkt.
o Beim Abkühlen eines Gases nimmt kinetisches Energie der Teilchen ab
o Teilchen nähern sich unter dem Einfluss der intermolekularen Anziehungskräfte immer mehr
 Phasenwechsel, Abstand und Beweglichkeit der Teilchen verringern sich
Zusammensetzung von Luft, CO2-Problem
N2
78,08
O2
20,95
Ar
0,933
CO2
0,034
(mit steigender Tendenz!)
Ne
0,0018
He
5 10-4
CH4
2 10-4
Kr
N2O
H2
CO
Xe
O3
NH3
NO2


8.



1
5
5
1
8
1
1
1
 10
 10
 10
 10
 10
 10
 10
 10
-4
-5
-5
-5
-6
-6
-6
-7
Zustandsdiagramm von Wasser
Dampfdruck: befindet sich eine Flüssigkeit in einem geschlossenen Gefäß, üben die verdampfenden
Teilchen im Gasraum einen Druck aus, den man den Dampfdruck nennt.
Siedepunkt: eine Flüssigkeit siedet, wenn der äußere Druck gleich dem Dampfdruck ist.
kritischer Punkt: Die Dampfdruckkurve endet am kritischen Punkt, hier sind Dampf und Flüssigkeit
nicht mehr unterscheidbar. Oberhalb der kritischen Temperatur kann ein Gas auch durch beliebig hohen
Druck nicht mehr verflüssigt werden.
kritische Temperatur [in C]l
He
H2
O2
CO2
Cl2
H2O
-268
-240
-119
+31
+144
+374
Oberhalb des kritischen Punktes kann zwischen Dampf und Flüssigkeit nicht mehr unterschieden
werden. "Überkritisches" Wasser besitzt ein besonders hohes Lösungsvermögen und ist oft der Grund
für die Ausbildung kristallisierter Mineralien (Hydrothermalsynthese).
9.

Intermolekulare Anziehungskräfte
Dipol-Dipol-Wechselwirkungen in polaren Molekülen, Dipolmoment, Partialladungen
o Elektrostatische Anziehungskräfte zwischen Molekülen
 Dipol-Dipol-Wechselwirkungen wirken zwischen polaren Molekülen, die ein Dipolmoment
besitzen und die sich in einem elektrischen Feld ausrichten.
Moleküle mit verschobener, nach außen unkompensierter Ladungsverteilung aufgrund
verschiedener Elektronegativität der Bindungspartner besitzen ein Dipolmoment.


Es treten im Molekül Partialladungen auf (symbolisiert durch + und -)
Wasserstoffbrückenbindungen:
 Wasserstoffhaltige, polare Moleküle können Wasserstoffbrückenbindungen ausbilden.


Konsequenz sind "anormal" hohe Siedepunkte von solchen Verbindungen, deren Moleküle
starke Wasserstoffbrücken ausbilden (H2O, HF, NH3).
 Weitere Auswirkung der H-Brücken im H2O: Bei der Erstarrung zu Eis entsteht eine Packung
mit großen Hohlräumen, Eis hat eine geringere Dichte als Wasser von OC. Bei 4C wirken
sich die H-Brücken am stärksten gegen die Molekularbewegung des flüssigen Wassers aus:
Wasser hat bei dieser Temperatur seine höchste Dichte.
o Positiv polarisiertes H-Atom des einen Moleküls nähert sich einem freien Elektronenpaar des
O-Atoms  H-Atom überbrückt 2 O-Atome  Wasserstoffbrückenbindung
o Hat ca. 5-10% der Stärke eine Ionenbindung  20kJ/mol
o Wasserstoff-Brückenbindungen nicht nur zu Wassermolekülen, sondern zu polaren Gruppen (
-OH, -NH2...) anderer Moleküle, die sich in Wasser lösen
o Konsequenzen für Siedepunkte: Wassermoleküle werden zu Schwärmen und Ringen assoziiert
 scheinbare Molmasse des Wasser viel größer, als die eines einzelnen Moleküls  einzelne
Moleküle weniger beweglich  höherer Siedepunkt
Van der Waals-Kräfte
o Teilchen ziehen sich an, auch wenn sie keine chemische Bindung untereinander ausbilden 
Van der Waals-Kräfte weniger als 4kj/mol
 In allen Atomen und Molekülen entsteht durch Schwankungen der Ladungsdichte in der
Elektronenhülle ein fluktuierender Dipol. Im Nachbaratom wird ein gleichgerichteter Dipol
induziert, so daß eine Anziehung resultiert: van der Waals Kraft (wird auch Londonsche
Dispersionskraft genannt).
 Mit zunehmender Größe der Atome wird die Polarisation der Elektronenhülle immer leichter
möglich, die van der Waals Anziehung nimmt zu.

Die zunehmenden zwischenatomaren und zwischenmolekularen Kräfte mit steigender
Atommasse zeigen sich beispielsweise in den Siedepunkten der Edelgase und Halogene:
He
Ne
Ar
Kr
Xe
-269°C
-246°C
-189°C
-157°C
-112°C
F2
Cl2
Br2
I2
-188°c
-34°C
+59°C
+184°C
10. Lösungen
 Lösungen sind Stoffgemische; sie entstehen, wenn ein fester, flüssiger oder gasförmiger Stoff in einem
Lösungsmittel (Solvens) gelöst wird
 Lösungen sind homogene Mischungen. Die im Überschuß vorhandene Hauptkomponente bezeichnet
man als Lösungsmittel, die Nebenkomponente als gelösten Stoff.
 Elektrolyte: Salzlösungen , die frei bewegliche Ionen enthalten und durch Ionenwanderung elektrischen
Strom leiten
 Nicht-Elektrolyte: Lösungen, die keinen Strom leiten
 Durch die Anziehung zwischen den Ionen bzw. den Molekülen der gelösten Substanz und den
Lösungsmittel-Molekülen haben Lösungen stets einen geringeren Dampfdruck als das reine
Lösungsmittel.
Konsequenz: es kommt zur Siedepunktserhöhung und zur Gefrierpunktserniedrigung.
 Osmose, iso-, hyper- und hypotonisch:
o
o

Membran ist nur für Lösungsmittel permeabel (anders als bei Dialyse)
Aus Kammer 1 wird das Lösungsmittel in Kammer 2 diffundieren, um die dortige Lösung
gemäß dem Konzentrationsgradienten zu verdünnen  Niveau-Unterschied zwischen den
Kammern
o Isotonisch: gleicher osmotischer Druck auf beiden Seiten
o Hypertonisch: außen höherer osmotischer Druck, Zellen schrumpfen durch Abgebe von
Wasser
o Hypotonisch: Zellen schwellen an durch Aufnahme von Wasser
Konzentration von Lösungen:
kann auf verschiedene Arten ausgedrückt werden:
1) in Massenprozent gibt man den mit 100 multiplizierten Massenanteil eines gelösten Stoffes an. Der
Massenanteil bezieht sich auf die Gesamtmasse der Lösung.
10%ige Kochsalzlösung = l0g NaCl in 90g H2O = 100g Lösung
2) die Stoffmengenkonzentration oder molare Konzentration ("'Molarität") gibt die
mol des gelösten Stoffs pro Volumeneinheit der Lösung an (deshalb temperaturabhängig !)
Kochsalzlösung mit 1 mol/1 enthält 1 mol NaCl = 58,45 g/1
10%ige NaCl-Lösung:
Stoffmenge in
100 g / l
=1,71 mol/1
58,45g / mol
reines Wasser (18 g/mol) ist 1000 g/18 g/mol = 55,5 molar
3) die Molalität gibt die Stoffmenge in mol pro Kilogramm Lösungsmittel an.
Eine 1-molale Kochsalzlösung wird aus 1 mol NaCl und 1000 g H 2O hergestellt.
Vorteil gegenüber der Molarität: die Konzentrationsangabe in mol/kg Lösungsmittel ist
temperaturunabhängig.
 Die maximale Menge eines Stoffes, die sich bei einer bestimmten Temperatur in einem
Lösungsmittel löst, ist eine charakteristische Eigenschaft des Stoffes und wird seine
Löslichkeit genannt. Enthält eine Lösung die maximal lösliche Stoffmenge ist die Lösung
gesättigt.
 Lösungen sind dann gesättigt, wenn ein fester Bodenkörper des löslichen Stoffes mit der
Lösung im Gleichgewicht ist.
Bodenkörper
AB

o

Ionen in Lösung
A+ + B -
Im Gleichgewichtszustand werden pro Zeiteinheit ebenso viele Ionenpaare aus der Lösung in
das Kristallgitter des Bodenkörpers eingebaut wie aus dem Kristallgitter heraus in Lösung
gehen.
Die Löslichkeit eines Gases in einer Flüssigkeit nimmt mit steigendem Druck zu, mit
steigender Temperatur hingegen ab
o Gleiches löst sich in Gleichem  polar in polar, unpolar in unpolar
o Nernst’sches Verteilungsgesetz:
K = cA(Oberphase)/cA(Unterphase)
K = Verteilungskoeffizient
cA = Konzentration des Stoffes A in mol/l oder g/l
Massenwirkungsgesetz
 Die Lage eines chemischen Gleichgewichts wird durch das Massenwirkungsgesetz (Guldberg
und Waage, 1867) beschrieben.
o MWG: Im Gleichgewichtszustand der Reaktion A + B <=> C + D sind die Konzentrationen
der beteiligten Stoffe konstant; das Verhältnis der Konzentrationen der Stoffe führt zu einer,
für die betrachtete Reaktion spezifische Konstante, die von der Temperatur abhängt:
[C] * [D] / [A] * [B] = K
o In Worten: Das Produkt der Konzentrationen der Produkte dividiert durch das Produkt der
Konzentrationen der Edukte ist konstant  Gleichgewichtskonstant ist dimensionslos;
stöchiometrische Zahlen erscheinen als Exponenten im MWG
 Ist K >> 1 läuft die Reaktion nahezu vollständig in Richtung der Endprodukte ab, das
Gleichgewicht liegt ganz rechts.
Ist K  1 liegen alle Reaktionspartner in vergleichbarer Konzentration vor.
Ist K << 1 läuft die Reaktion praktisch nicht ab, das Gleichgewicht liegt ganz links.

Löslichkeitsprodukt:
 es gibt leichtlösliche (Alkali- und Erdalkalihalogenide) und schwerlösliche (Silberhalogenide,
Bariumsulfat) Salze  zur quantitativen Erfassung der Löslichkeit hat man das
Löslichkeitsprodukt Lp definiert
o Bei AB  A + B
Lp = [A] * [B]
 L ist das Löslichkeitsprodukt, L ist temperaturabhängig. Das Produkt der
Ionenkonzentrationen [A+][B-] wird das Ionenprodukt der Lösung genannt.
1.
Das Ionenprodukt ist kleiner als L: die Lösung ist nicht gesättigt,
2.
Das Ionenprodukt ist gleich L: die Lösung ist gesättigt.
3.
Das Ionenprodukt ist größer als L: die Lösung ist übersättigt, es herrscht kein
Gleichgewicht, es kommt zur Ausfällung von gelöster Substanz, bis der Wert
von L erreicht ist.
11. Säuren und Basen
 Konzepte nach Arrhenius und Brönsted
 S. ARRHENIUS (1887) "Chemische Theorie der Elektrolyte" Elektrolyte dissoziieren zu
Ionen:
Salze dissoziieren in Kationen und Anionen,
eine Säure ist ein Stoff, der in wässeriger Lösung H +-Ionen bildet,
eine Base ist ein Stoff, der in wässeriger Lösung OH--Ionen bildet.
o Brönsted stellte fest, dass es für die Betrachtung von Säuren und Basen hilfreich ist, das
Lösungsmittel (z.B. Wasser) einzubeziehen; er erkannte, dass das Auftreten und die
Weitergabe von Protonen ein wesentliches Merkmal dieser Vorgänge ist; er definierte:
o Säuren geben Protonen ab, sind Protonendonatoren
o Basen nehmen Protonen auf, sind Protonenakzeptoren
 Starke und schwache Säuren/Basen, pKs-Wert, Dissoziationsgrad 
o Die Protonendonator-Stärke einer Säure dokumentiert sich in wässriger Lösung darin, wie
vollständig die Protonenübertragung auf das Wasser abläuft  bei Basen kommt es auf die
Bindung an
o Um die Stärke einer Säure (HA) oder Base (B) zu definieren, wendet man das MWG auf die
jeweiligen Dissoziationsgleichgewichte an; K ist Gleichgewichtskonstante:
 K = [H3O+] * [A-] / [HA] * [H2O]
 Da sich die Konzentration an H2O durch die Dissoziation in verdünnter Lösung kaum
verändert, wird H2O in die Konstante mit einbezogen:
Ks = [H3O+] * [A-] / [HA] = Säurekonstante
Kb = [BH+] * [OH-] / [B] = Basenkonstante
 Üblicher Wert für die Stärke von Säuren und Basen ist der pKs und pKb Wert; kleine
oder negative pKs-Werte zeigen an, dass die Säure stark ist, große Werte, dass sie
schwach ist:
o pKs = -lg Ks
o pKb = -lg Kb
o pKs + pKb = 14
o starke Säuren: HCL, H2SO4, H3O+, HNO3
o Schwache Säuren: NH4+, HCN, H2S
o Starke Basen: OH-, PO4 3-, CO3 2-, NH3
o Schwache Basen: Cl-, HSO4-, H2O, NO3 Der Dissoziationsgrad  gibt an, welcher Bruchteil einer Substanz in Ionen dissoziiert ist:
=
Anzahl der dissoziierten Moleküle
Gesamtzahl dder Moleküle
 = 0 : keine Dissoziation
 = 1 : vollständige Dissoziation
Starke Elektrolyte dissoziieren vollständig (~I), dazu gehören starke Säuren und Basen;
Schwache Elektrolyte dissoziieren unvollständig ( << 1), dazu gehören schwache Säuren und
Basen.
Ist der Dissoziationsgrad  eines schwachen Elektrolyten von der Konzentration abhängig.?
[ H + ][ X - ]
KS =
[HX]
H+
für HX


 c
(1-) c
 c
:  <<1 wird KS  2  c
1- 
2
KS =





und  =
X-
+

 c
KS
c
Autoprotolyse des Wassers:
o Wasser ist ein Ampholyt
o In geringem, aber durchaus messbaren Umfang reagiert es in folgender Weise mit sich selbst:
2 H2O <=> H3O+ + OHo diese Eigendissoziation (= Autoprotolyse) bewirkt eine geringe elektrische Leitfähigkeit, die
auch bei reinem Wasser beobachtet wird  Wasser stellt gleichzeitig Säure und Base
Ionenprodukt:
o Da Wasser im Überschuss vorliegt, ist seine Konzentration bei einer geringeren
Eigendissoziation praktisch konstant; deshalb kann der Wert mit der Gleichgewichtskonstanten
K zusammengezogen werden:
K * [H2O]^2 = Kw = [H3O+] * [OH-]
Die Konstante Kw entspricht dem sogenannten Ionenprodukt des Wassers bei einer
bestimmten Temperatur
pH-Wert
o Die Konzentration an H3O+ oder OH- lässt sich bei allen verdünnten Lösungen als Maß für
die Acidität bzw. Basizität einer Lösung verwenden
o Da es unübersichtlich ist, Zehnerpotenzen mit negativer Hochzahl zu multiplizieren oder zu
dividieren, wurde der negative dekadische Logarithmus der Hydroniumionen-Konzentration
als pH-Wert definiert:
pH = -lg [H3O+]
pH + pOH = 14
unter 7: sauer
über 7: basisch
o Berechnung bei Starken Säuren/Basen:
o pH = -lg [Säure]
o pOH = -lg [Base]
o pH = 14-pOH
o Berechnung bei schwachen Säuren/Basen:
o pH = ½ (pKs – log [Säure])
o pH = 14 – ½ (pKb – log [Base])
Indikatoren
o pH-Wert kann mit Hilf von Indikatoren festgestellt werden´
o Indikatoren (HInd) sind schwache organische Säuren oder Basen, die ihre Farbe ändern, wenn
sie in Säuren oder Basen gegeben werden
o HInd (Indikatorsäure) + H2O  H3O+ + Ind- (Indikator-Anion)
o Bsp.: Lackmus wird in Säuren rot und in Basen blau
Methylorange: in Säuren rot, im Basischen gelb
Bromthymolblau: in Säuren gelb, im Basischen blau
Phenolphtalein: in Säuren farblos, im Basischen rot
o Jeder Indikator besitzt einen Umschlagsbereich: pH = pKInd +/- 1
o Mit einzelnem Indikator pH-Bestimmung nur sehr ungenau  für Genauigkeit mehrere
Indikatoren nebeneinander  Indikatorpapier, enthält Universalindikatoren
Titrationskurven
o Titration: Allmähliche Zugabe einer Base zu einer Säure oder umgekehrt
o Versetzt man 10ml einer 0,1M HCl (Anfangs-pH = 1) nacheinander mit jeweils 1ml 0,1 M
NaOH, bestimmt nach jeder Zugabe den pH-Wert und trägt die gefundenen Werte gegen die
ml zugegebener NaOH graphisch auf, so erhält man die Titrationskurve
o Am Anfang überwiegend Salzsäure, die Zugabe wirkt sich zunächst wenig auf pH-Wert aus
o Wenn 90% der vorgelegten Säure verbraucht sind, hat sich der pH-Wert erst von 1 auf 2
verändert, bei 99% von 1 auf 3  danach senkrechter Kurvenast, in dem kleine Zugaben große
Änderungen hervorrufen
o Äquivalenzpunkt bei genau 10ml NaOH  pH = 7 (muss aber nicht immer hier liegen, wenn
am Anfang schwache Säure war, liegt er etwa bei 9)


Pufferlösungen (z.B. CO2/HCO3- im Blut)
o Größe und Konstanz des pH-Wertes im Zytoplasma sind lebenswichtig  unterschiedet sich
organspezifisch
o PH-Wert beeinflusst die Aktivität von Enzymen, an deren Aufbau Aminosäuren mit basischen
oder sauren Gruppen beteiligt sind
o Im Stoffwechsel laufen viele Reaktionen ab, bei denen H3O+ -Ionen entstehen oder verbraucht
werden  Gefahr der pH-Änderung
o Zellflüssigkeiten müssen daher in der Lage sein, stoffwechselbedingte pH-Stöße abzufangen
(zu puffern)
o Im Blut spielen vor allem Kohlensäure-Puffer und Protein-Puffer eine Rolle
o Pufferlösungen enthalten Stoffe, die es ermöglichen, dass sich bei Zugabe von Basen oder
Säuren der pH-Wert der Lösung nur wenig verändert; geeignete Puffersubstanzen sind:
 Das Gemisch aus einer schwachen Säure und dem Alkalisalz dieser Säure (z.B.
Essigsäure/Natriumacetat)
 Das Gemisch aus einer schwachen Base und dem Salz dieser Base (z.B.
Ammoniak/Ammoniumchlorid)
o Puffergleichung (Henderson-Hasselbach-Gleichung):
 PH = pKs + lg [Salz] / [Säure]
o Der pH-Wert einer Pufferlösung bleibt beim Verdünnen konstant
o Gleiche Volumina verschiedener konzentrierter Pufferlösungen unterschieden sich in ihrer
Pufferkapazität
o Kohlensäure-Puffer:
 Das Gas Kohlendioxid (CO2), das Endprodukt bei der Verbrennung organischer
Verbindungen, löst sich recht gut in Wasser, das dann schwach sauer reagiert
 Aus CO2 und Natriumhydrogencarbonat (NaHCO3) lässt sich ein Puffersystem mit
einem pH-Optimum bei pH = 6,4 aufbauen
o PH = 6,4 + lg [HCO3-]/[CO2]
 Im Blut hilft der Kohlensäure-Puffer, den pH-Wert bei 7,4 konstant zu halten;
Konzentrationsverhältnis: [HCO3-]/[CO2] = 1/10
 pKs-Werte sind temperaturabhängig; Bei Körpertemperatur ist das Verhältnis
deswegen anders: 1/20
 Kohlensäure-Puffer ist „Offenes Puffersystem“, weil eine Komponente über die
Gasphase entfernt werden kann (CO2)  auf der anderen Seite wird CO2 von den
Zellen im Austausch gegen Sauerstoff an das Blut abgegeben, so dass die
Konzentration weitgehend konstant bleibt
 Verstärkte Säurebildung im Stoffwechsel muss durch eines verstärkte Atemtätigkeit
kompensiert werden, um den pH-Wert des Blutes konstant zu halten
 Verstärkte Atemtätigkeit (Hyperventilation) ohne Säurebildung lässt den pH-Wert im
Blut ansteigen (respiratorische Alkalose)  Häufiger z.B. bei verminderter Atmung
ist eine verminderte Abgabe von CO2, was zu einer respiratorischen Acidose führt
Lewis-Konzept
 Lewis-Base: Molekül oder Ion mit einem freien Elektronenpaar mit dem kovalente
Bindungen gebildet werden können,
Lewis-Säure:
Teilchen, das ein Elektronenpaar anlagern kann.
 Es bildet sich zwischen Säure und Base eine kovalente Bindung: die Base wirkt als
Elektronenpaar-Donator, die Säure als Elektronenpaar-Akzeptor.
 Brönsted-Basen sind stets auch Lewis-Basen.
 Beispiele für Lewis-Säuren:
Moleküle mit unvollständigem Elektronenoktett wie AlCl3 oder BF3
Säure
BF3
+ F-
Base

Addukt
BF4-
AlCl3
+
Cl-

AlCl4-
12. Elektrochemie
 Elektrolyse
o Salzlösungen sind Elektrolyte, da sie durch die freien Ionen Strom leiten  Leitfähigkeit
nimmt mit steigender Konzentration ab, da die Ionen unbeweglicher werden
o Bringt man in eine Kupfer(II)-chlorid-Lösung Elektroden, die aus einem Elektronen-leitenden
Material (Edelmetalle, Graphit) bestehen und legt eine Gleichspannung an, so beobachtet man
im äußeren Draht einen Stromfluß (angelegte Spannung muss bestimmten Wert überschreiten)
 Stromkreis schließt sich durch eine Ionenwanderung in der Lösung: Kationen wandern zur
Kathode und nehmen Elektronen auf, an der Elektrode scheidet sich metallisches Kupfer ab 
Anionen wandern zur Anode und werden dort zu Chloratomen entladen, die Chlormoleküle
bilden; Chlor entweicht an der Anode als Gas  endergone Redoxreaktion
 Redoxreaktionen:
o Eine Oxidation oder Reduktion tritt niemals allein auf; wenn ein Partner da ist, der Elektronen
abgibt, muss ein anderer die Elektronen aufnehmen
o Wegen dieser notwendigen Kopplung bezeichnet man Vorgänge, die unter
Elektronenübertragung laufen, als Redox-Reaktionen
o Wie bei allen chemischen Reaktionen müssen auch hier die Ladungs- und Massenbilanz
zwischen Edukten und Produkten ausgeglichen sein: Summe der abgegebenen Elektronen =
Summe der aufgenommenen Elektronen
o Oxidationsmittel = Elektronenakzeptor
o Reduktionsmittel: Elektronendonator
o Redoxreaktionen sind umkehrbar: Reduktion in die eine Richtung, Oxidation in die andere; in
welcher Richtung die Reaktion freiwillig abläuft, hängt von der Oxidations- bzw.
Reduktionskraft des Partners ab
 Spannungsreihe
 Standartpotentiale
 elektromotorische Kraft
 Nernst’sche Gleichung
 Galvanische Zelle (Daniell-Element)



Im Halbelement 1 bildet sich das Redoxpaar Zn/Zn2+ im Halbelement 2 das Redoxpaar Cu/Cu2+.
Die beiden Reaktionsräume sind mit einer Wand aus porösem, durchlässigem Material getrennt,
welches die Vermischung der Lösungen verhindert.
Verbindet man den Zn- und den Cu-Stab durch einen elektrischen Leiter, so fließen Elektronen
vom Zn-Stab zum Cu-Stab. Zn wird zur negativen, Cu zu einer positiven Elektrode. Zwischen den
Elektroden tritt eine Potentialdifferenz auf. Die Spannung des galvanischen Elements wird
elektromotorische Kraft EMK genannt. Aufgrund der EMK kann das galvanische Element
elektrische Arbeit leisten. Verglichen mit Cu hat Zn das größere Bestreben Elektronen abzugeben.
Dies bestimmt die Richtung des Elektronenflusses und damit die Reaktionsrichtung.
Durch Hintereinanderschaltung solcher Zellen sind auch hohe Spannungen erzeugbar (Voltasche
Säule).
13. Metalle
 Vorkommen:





Ein Erz ist ein natürlich vorkommendes Material, aus dem ein Metall mit vertretbarem Aufwand
gewonnen werden kann. Nur wenige Edelmetalle kommen in der Natur gediegen vor. Die größte
Menge der Erze sind Oxide, gefolgt von Sulfiden. Silikate sind zwar häufig, die Gewinnung eines
Metalls aus einem Silikat ist aber aufwendig und teuer und wird nur für Metalle angewandt, für die
es keine anderen Erze gibt.
Die erforderliche Mindestkonzentration für wirtschaftliche Metallgewinnung schwankt stark: für Al
oder Fe mindestens 30 %, für Cu genügt 1 %.
Darstellung
 Vor der Metallgewinnung steht in vielen Fällen die Anreicherung.
 Silber- und Golderze werden durch "Cyanidlaugerei" angereichert. In Gegenwart von
Luftsauerstoff werden auch die Metalle gelöst.
 "Rösten" ist das Überführen der Sulfide in die Oxide, aus denen sich die Metalle leichter gewinnen
lassen:
 Aus den Oxiden werden die meisten Metalle durch Reduktionsprozesse bei hoher Temperatur
dargestellt. Wichtigstes und billigstes Reduktionsmittel ist Kohlenstoff, der vor allem nach
Überführung in Kohlenmonoxid reduzierend wirkt.
 Für viele Metalle ist die Reduktion mit Kohlenstoff ungeeignet, da Metallcarbide entstehen. Zur
Darstellung von Ti, Zr, Hf, V, Nb, Ta, Cr, Mo, W, Mn, Re werden unedle Metalle wie Na, Mg, Ca,
Al eingesetzt.
 Nach ihrer Reduktion enthalten die meisten Metalle noch Verunreinigung, deren Entfernung man
Raffination nennt.
 Beim Zonenschmelzen wird eine ringförmige Heizzone über einen unreinen Metallstab geführt
und das Metall aufgeschmolzen. Wo die flüssige Zone aus der Heizzone austritt kristallisiert das
reine Metall. Verunreinigungen wandern mit der Heizzone bis ans Ende des Stabes, das abgesägt
wird. Nach mehrfachem Durchlauf kann man hochreine Metalle erhalten, z.B. Silizium für
Halbleiterzwecke.
 Cr, Ni, Cu, Ag, Au, Zn und Pb werden durch elektrolytische Raffination gereinigt. Platten des
unreinen Metalls werden als Anode eingesetzt, Elektrolyt ist eine Lösung eines Salzes des
entsprechenden Metalls. Das reine Metall scheidet sich an der Kathode ab.
 Unedlere Metalle werden oxidiert, bleiben in der Lösung und werden nicht abgeschieden. Edlere
Metalle werden nicht oxidiert, sie setzen sich als "Anodenschlamm" ab.
 Chemischer Transport über die Gasphase ist das Prinzip des van Arkel-de-Boer-Verfahrens zur
Reinigung von Ti, Zr, Hf
Eigenschaften
 Mehr als drei Viertel aller bekannten Elemente sind Metalle. Mehrere physikalische und chemische
Eigenschaften sind für Metalle charakteristisch: große elektrische Leitfähigkeit, große
Wärmeleitfähigkeit, metallischer Glanz, Verformbarkeit. Die Elemente bilden leicht Kationen, die
Oxide und Hydroxide sind basisch.
 Bei der kubisch-innenzentrierten Packung bilden die Atome ein Würfelgitter, bei dem jeder
Hohlraum noch durch ein Atom gefüllt ist (entspricht der CsCl-Struktur), KZ = 8. Der Raum ist bei
dieser Anordnung zu 68 % durch Kugeln erfüllt.
Metallische Bindung




Die Bändertheorie beschreibt die metallische Bindung durch Molekülorbitale, die sich über den
ganzen Kristall ausdehnen.
Beispiel: Lithium-Metall 1s22s1; aus 2 Li-Atomen bildet sich ein Li2-Molekül mit einem bindenden
(2s)-und einem antibindenden *(2s) - MO. Aus drei Li-Atomen entstehen 3 MO's: bindend,
nichtbindend und antibindend.
Je mehr Atome zusammengefügt werden, desto mehr getrennte, aber immer dichter beieinanderliegende Energieniveaus entstehen. Die Gesamtzahl der MO's bleibt immer genauso groß wie die
Zahl der AO's, aus denen sie entstehen.
Die Gesamtheit dieser MO's nennt man ein Band.
14. Alkalimetalle
 Vorkommen
 Li ist relativ selten, Anteil an der Erdkruste ist 18 ppm und entspricht dem Vorkommen von
Gallium oder Niob. Wichtigstes Mineral ist Spodumen, LiAlSi2O6.
 Na ist das siebthäufigste Element, in der Erdkruste zu 2,3%. K ist das achthäufigste Element, in der
Erdkruste zu 1,8%.
 Na und K sind etwa gleich häufig, in den Meeren ist Na jedoch 30 mal häufiger: die K Salze sind etwas schwerer löslich, K wird stärker an Silikate in den Böden gebunden.
 Rb ist relativ selten(78 ppm in der Erdkruste), Cs (2,6 ppm) ist sehr selten, die Jahresweltproduktion beträgt jeweils nur etwa 5 to.
 Eigenschaften:
 bilden eine homogene Gruppe sehr reaktiver Metalle wegen ihrer ns1-Elektronenkonfiguration.
 Die Alkalimetalle sind silberglänzend, nur Cs hat einen goldenen Glanz. Sie haben niedere
Schmelzpunkte und sind sehr weich, sie sind gute elektrische Leiter und Wärmeleiter.
 Die Reaktivität nimmt vom Li zum Cs zu (Abnahme der Ionisierungsenergie).
 Das erste Element in jeder Gruppe des Periodensystems weicht in seinen Eigenschaften etwas von
den übrigen Elementen ab. Mit seiner geringen Größe hat unter den Alkalimetallen Li eine
Sonderstellung.
 Verwendung
 Li in ultraleichten Legierungen
 Na als Reduktionsmittel in der technischen Chemie.
 K in Form des Hyperoxids KO2 als O2-Quelle in Atemmasken
 Kaliumverbindungen werden hauptsächlich als Düngemittel eingesetzt (als KCl, K 2SO4 oder
KNO3).
 Wichtige Natriumverbindungen sind Na2SO4 für Waschmittel, Natriumborat für Glas und Keramik
und Na2CO3 ("Soda") für die Glasherstellung. Na2CO3 wird nach dem SOLVAY-Verfahren aus
NaCl gewonnen: In einer gesättigten NaCl-Lösung wird NH3 gelöst, dann CO2 eingeleitet, worauf
sich das HCO3-Ion bildet, das als NaHCO3 ausfällt. Dieses wird durch Erhitzen in Na2CO3
überführt.
 Reaktionen
2 M + X2
 2 MX
(X=F, Cl, Br, I)
2 M + S  M2S
auch mit Se, Te
6 Li + N2
 2 Li3N
2 M + H2
 2 MH
2 M + H2O
 2 MOH + H2
Charakteristische Unterschiede zeigen sich in den Reaktionen mit Sauerstoff:
4 Li + O2
2 Na + O2
K (Rb, Cs) + O2 
K + O3
 2 Li2O
Oxid
 Na2O2
Peroxid
KO2
Hyperoxid
 KO3
Ozonid
Diese Oxide reagieren spezifisch mit Wasser
Li2O + H2O
 2 LiOH
Na2O2 + 2 H2O  2 NaOH + H2O2
2 KO2 + 2 H2O  2 KOH + H2O + H2O2
15. Erdalkalimetalle
 Vorkommen:
 kommen nicht frei vor und werden durch Schmelzflußelektrolyse aus den Chloriden hergestellt.
Be
(Häufigkeit 2 ppm) als Beryll Be3Al2Si6O18 (mit 2% Cr3+ als Edelstein Smaragd und
mit
einer Spur Fe2+ als Aquamarin)
Mg
(Häufigkeit 2,5%) weit verbreitet, als Magnesit MgCO3 oder Dolomit CaMg(CO3)2
und im Meerwasser gelöst.
Ca
ist das fünfthäufigste Element in der Erdkruste, kommt vor als Calcit und Aragonit
CaCO3, als Flußspat CaF2 oder Gips CaSO4 2 H2O.
Sr
(Häufigkeit 390 ppm) als Zölestin SrSO4.
Ba
(Häufigkeit 390 ppm) als Baryt (Schwerspat) BaSO4.
 Eigenschaften:
 nach den Alkalimetallen die reaktivsten Metalle
 Verwendung:
 Be ist eines der leichtesten Metalle und wird für hochfeste Legierungen mit Cu oder Ni verwendet.
 Mg wird großtechnisch hergestellt (300000 to/Jahr) und in Form von Legierungen (z.B. 90%Mg/29%Al/1-3%Zn/1%Mn/+Lanthanoide) für Motorblöcke, Flugzeugrümpfe etc. verwendet.
 Ca ist ein technisches Reduktionsmittel, auch in Form des Hydrids CaH 2 und dient zur Härtung von
Al.
 BaSO4 dient als Röntgenkontrastmittel.
 Reaktionen
M + X2  MX2
X=F, Cl, Br, I
2M + O2  2 MO
Ba bildet auch BaO2
3 M + N2
 M3N2
M + 2 C  MC2
ein Acetylid
, Be bildet Be2C
M + H2O
 M(OH)2 + H2
M=Ca, Sr, Ba
Mg + H2O
 MgO + H2
mit H2O-Dampf, Be reagiert nicht


Wasserhärte:
 Gelöste Mg2+- und Ca2+-Ionen sind für "hartes Wasser" verantwortlich.
 Die Carbonate der Erdalkalien sind schwerlöslich, die Hydrogencarbonate dagegen leichtlöslich.
kochen
2+
M + 2 HCO3
MCO3 + CO2 + H2O
-
+ CO2, Raumtemperatur



Kesselstein
Diese "temporäre Härte" läßt sich durch Kochen beseitigen. Auch bei längerem Kochen bleiben
Sulfate und Chloride gelöst ("permanente Härte").
Durch hartes Wasser kommt es zu Ablagerungen im Leitungssystem (Rohrverengung,
Verstopfung) und zu erhöhtem Waschmittelverbrauch durch Bildung der "Kalkseifen" = unlösliche
M2+-Verbindungen der waschaktiven langkettigen Carbonsäuren.
Abhilfe: Ionenaustausch (Mg2+ und Ca2+ gegen Na) oder Komplexierung der M2+-Ionen durch
Phospate, Silicate sowie organische Komplexbildner unter Bildung löslicher Komplexe.
16. Kohlenstoff
 Das Element Kohlenstoff kommt als Diamant (selten) und (fast immer verunreinigt) als Graphit vor.
Seit 1985 ist mit den Fullerenen eine dritte Form elementaren Kohlenstoffs bekannt.
 Die Vorkommen in chemisch gebundener Form werden unterschieden in
a) CO2 und Salze der Kohlensäure
CO2 in der Atmosphäre zu 0,035% und in Gewässern gelöst, Herkunft: Vulkanismus, Verbrennung,
Atmung Carbonat-Mineralien CaCO3 (Kalk), MgCa(CO3)2 (Dolomit), Na2CO3 10H2O (Soda) und
viele Carbonate besonders zweiwertiger Metalle(Sr, Ba, Zn, Pb, Fe....)
b) organische C-Verbindungen biologischer Herkunft CH4 (Erdgas, Sumpfgas), flüssige
Kohlenwasserstoffe (Erdöl), Kohle (Steinkohle, Braunkohle, Anthrazit, Torf)


Oxide des Kohlenstoffs:
 Kohlenmonoxid CO









1 -, 2 -Bindungen
isoelektronisch mit N2, aber nur bedingt chemisch ähnlich
CO ist ein farb- und geruchloses, sehr giftiges Gas. Einatmen blockiert den Sauerstofftransport
im Blut, Hämoglobin hat vielfach höhere Affinität zu CO als zu O 2 daher sind schon 0,3% CO
in der Atemluft eine tödliche Konzentration, da 75% der aktiven Stellen belegt sind (Unfälle
durch unvollständige Verbrennung in Heizungen und Auspuffgase).
Darstellung in der Technik durch Verbrennung von Kohle unter Luftmangel.
Darstellung im Laboratorium durch Wasserabspaltung aus Ameisensäure HCOOH mit konz.
H2SO4:
HCOOH

CO + H2O
CO ist, besonders bei höherer Temperatur ein gutes Reduktionsmittel. Der Nachweis von CO
ist mit Edelmetallverbindungen möglich, die bereits bei Raumtemperatur reduziert werden;
z.B.
Pd2+ + CO + H2O

Pd + CO2 + 2 H+
Ausgefälltes Metall färbt die Lösung dunkel.
Die Bestimmung von CO erfolgt mit Diiodpentoxid, I 2O5:
I2O5 + 5 CO

I2 + 5 CO2
Ausgefälltes Iod wird iodometrisch durch Titration mit Thiosulfat bestimmt.
Kohlendioxid CO2
Bindungen, isoelektronisch mit N2O
 2 - und 2  sp-Hybridisierung des C-Atoms.
 Farbloses Gas, bei Normaldruck bei -78°C fest ("Trockeneis").
 Gut löslich in Wasser, 1l H20 löst bei 20°C und 1 bar 0,9 l CO 2 bei 25 bar 16,3 l CO2.
 CO2 unterhält weder die Atmung noch die Verbrennung(Anwendung als CO2-Feuerlöscher),
der Nachweis gelingt mit Bariumhydroxid-Lösung:
Ba(OH)2 + CO2 
BaCO3 + H2O
 Die wässrige Lösung von CO2 ist sauer:
CO2 + H2O
H2CO3
H+ + HCO3Kohlensäure
Hydrogencarbonat
 Freie Kohlensäure ist nicht faßbar! Sie ist in Lösungen von CO2 in Wasser nur in
verschwindenden Mengen vorhanden.
K=
[CO2]
= 600
[H2CO3]

CO2 kann als das Anhydrat der Kohlensäure aufgefaßt werden. Die zweiprotonige Kohlensäure
bildet zwei Reihen von Salzen: Hydrogencarbonate, z.B. NaHCO3, und Carbonate, z.B.
Na2CO3, die z.T. schwerlöslich sind, wie z.B. CaCO3, aber von Säuren gelöst werden.
CaCO3 + CO2 + H2O

Ca(HCO3)2
CaCO3 + 2 HCl 
CaCl2 + CO2 + H2O

Lewis-Grenzformeln des Carbonat-Ions.
C ist sp2-hybridisiert, das Ion ist trigonal-planar
17. Stickstoff
 Vorkommen:
 Elementarer Stickstoff ist das häufigste freie Element.
 75 % der Masse der Erdatmosphäre besteht aus N2.
 Riesige Mengen sind in den Ozeanen gelöst: in 1 l H2O lösen sich bei 0°C 23 cm3 N2 aber 49 cm3
O2.
 Stickstoff in chemisch gebundener Form kommt vor in Nitraten, insbesondere NaNO 3
(Chilesalpeter).


Darstellung:
o Stickstoff wird durch fraktionierte Destillation flüssiger Luft gewonnen und ist in flüssiger und
gasförmige Form im Handel
Eigenschaften:
o Nitrate sind alle leicht löslich und sind deshalb nur bei trockenem Klima beständig.
o N2 ist sehr reaktionsträge. Nur mit metallischem Lithium reagiert N 2 bei Raumtemperatur

-III
NH3


Stickstoff kann in Verbindungen in den verschiedensten Oxidationsstufen vorliegen:
-II
N2H4
-I
N3H
0
N2
+I
N2O
+II
NO
+III
HNO2
N2O3
+IV
NO2
+V
HNO3
N2O5
Verwendung:
 Hauptverwendungszweck ist die Erzeugung einer nicht oxidierenden, inerten Atmosphäre bei
technischen Prozessen, z.B. bei der Stahlherstellung.
 Ca. 10% der Produktion werden als Kühlmittel verbraucht, z.B. zum Gefriervermahlen weicher
Materialien, zur Konservierung von biologischem Material.
Stickstoff-Wasserstoff-Verbindungen:
Ammoniak NH3
 Bei Raumtemperatur ist NH3, ein farbloses Gas von stechendem Geruch, Sdp. -33°C, Smp.
-78°C, das Molekül ist trigonal-pyramidal gebaut. NH3 ist in Wasser sehr gut löslich, die
Lösung reagiert schwach basisch ("Salmiakgeist").
NH3 + H2O

NH4+ + OH Ammoniumhydroxid, NH4OH kann nicht isoliert werden, vgl. Kohlensäure. NH3, ist als
Base etwa so schwach wie Essigsäure als Säure (pKS = 4,75).
 Darstellung von NH3
im Laboratorium aus Ammoniumsalzen oder durch Hydrolyse von Nitriden
 Nachweis von NH3
1) weißer NH4Cl-Rauch mit HCl-Gas
2) rotes, feuchtes Lackmuspapier wird mit NH3-Gas blau
3) charakteristischer Geruch
 Flüssiger Ammoniak ist ein nichtwässriges, polares Lösungsmittel, das in der Lage ist,
Alkalimetalle unter Bildung tief gefärbter, elektrisch leitender Lösungen aufzulösen. Die
Alkalimetalle geben ihr Elektron an das Lösungsmittel ab (solvatisierte Elektronen):
Hydrazin H2N-NH2
 liegt in der Gasphase in der gauche-Konformation vor
Oxidationsstufe der N-Atome -II
Schmp. 2°C. Siedep. 113°C

N2H4 ist schwächer basisch als NH3, besitzt aber eine H+-Akzeptorfunktion an jedem NAtom. Es bilden sich Hydraziniumsalze.
z.B: [H3N-NH2]Cl oder [H3N-NH3]SO4
 Hydrazin ist eine farblose Flüssigkeit, die endotherm ist bezüglich des Zerfalls in die
Elemente
 Bei höherer Temperatur explosionsartiger Zerfall !
 Hydrazin ist ein Reduktionsmittel, das nur H2O und N2 hinterläßt:
5 N2H4 + 4 MnO4- + 12H+

5 N2 +16 H2O + 4 Mn2+
Es wird daher als Kesselwasserzusatz verwendet, da es das Wasser sauerstoffrei hält und durch
die alkalische Reaktion zugleich Korrosion vorbeugt.
Stickstoffwasserstoffsäure, HN3

Stickstoff-Sauerstoff-Verbindungen
Distickstoffmonoxid N2O
lineares Molekül

farbloses, geruchs- und geschmackloses, ungiftiges Gas, in Wasser wenig löslich, endotherm
bezüglich der Elemente:
N2O

N2 +1/2 O2
H = -82 kJ/mol




N2O unterhält die Verbrennung, ohne selbst brennbar zu sein
Darstellung aus NH4NO3 durch Erhitzen auf 170°C:
NH4NO3 das in großen Mengen als Düngemittel hergestellt wird, kann sich explosionsartig
zersetzen.
N2O ruft, in geringen Dosen eingeatmet, Euphorie und krampfhafte Lachlust hervor, daher auch der
Name Lachgas, in höheren Dosen wirkt es narkotisierend (Lachgasnarkose aus 80 % N 2O und 20 %
O2). Der größte kommerzielle Nutzen liegt wegen der Fettlöslichkeit des Gases in der Verwendung
als Treib- und Lockerungsmittel für Schlagsahne und Speiseeis.
Stickstoffmonoxid NO
einsames Elektron,
NO ist paramagnetisch!





farbloses, reaktives Gas, wenig löslich in Wasser, reagiert mit O 2 sofort zu NO2, kommt frei daher
nicht in großen Konzentrationen vor
Darstellung aus den Elementen nur bei sehr hohen Temperaturen, da NO eine endotherme
Verbindung ist
NO sollte bei Raumtemperatur spontan zerfallen,
NO existiert nur metastabil.
Bei hoher Temperatur existieren merkliche Anteile von NO im Gleichgewicht (bei 2000°C ist K =
10-2). NO bildet sich auch natürlich aus N2. und O2 bei Gewittern. Steht billiger elektrischer Strom
zur Verfügung, so kann man NO aus Luft im elektrischen Flammenbogen darstellen (BirkelandEyde-Verfahren). Für eine hohe Ausbeute muß man schnell abkühlen ("abschrecken") um den
Zerfall des NO in der heißen Zone zu verhindern. Heute gewinnt man NO (vor allem zur
Salpetersäuredarstellung) durch Oxidation von NH3 (Ostwald-Verfahren):
Distickstofftrioxid N2O3




nur bei tiefen Temperaturen beständig, tiefblau
Bildet sich aus NO und NO2
Die Zerfallsreaktion setzt bereits oberhalb von -100°C ein.
Gegenüber Wasser verhält sich N2O3 als Anhydrid der salpetrigen Säure.
Stickstoffdioxid NO2







gewinkeltes Molekül mit ungepaartem Elektron,
paramagnetisch,
braunes Gas
Siedep. 22°, Schmelzp. -11°C.
NO2 ist giftig
NO2 entsteht (aus NO) immer dort, wo Luft (N2+O2) auf hohe Temperaturen erhitzt und schnell
wieder abgekühlt wird, z.B. in Gewittern, in Feuerungen, in Verbrennungsmotoren.
NO2 ist ein Oxidationsmittel:
NO2 + 2I- +2 H+ 
NO +I2 + H2O
NO2 + SO2

SO3 + NO
NO2 + CO

CO2 + NO

Durch sehr starke Oxidationsmittel kann NO2 selbst oxidiert werden
5 NO2 + MnO4- + 3 H2O 
18. Phosphor
Mn2+ + 5 NO3- + 2 H3O+






Vorkommen:
 Die größte Menge natürlichen Phosphors findet sich in einer einzigen Mineralklasse, den Apatiten,
mit der allgemeinen Formel Ca5(PO4)3X, wobei X ein einwertiges Anion ist:
Ca5(PO4)3Cl =
Chlorapatit,
Ca5(PO4)3F =
Fluorapatit,
Ca5(PO4)3OH
=
Hydroxylapatit.
 Weißer Phosphor fällt bei der Kondensation aus der gasförmigen und flüssigen Phase an, ist
wachsartig weich, farblos, Schmelzp. 44°C, Siedep. 280°C, an der Luft selbstentzündlich, wird
unter H2O aufbewahrt, ist löslich in CS2, sehr giftig mit einer tödlichen Dosis von 50 mg, aufgebaut
aus tetraedrischen P4-Molekülen, besitzt also eine Molekülstruktur.
 Roter Phosphor bildet sich aus weißem Phosphor beim langen Erhitzen auf 500°C unter
Luftabschluß. Die Struktur besteht aus dreibindigen, dreidimensional vernetzten P-Atomen.
 Schwarzer Phosphor bildet sich bei hohem Druck und besitzt eine Struktur aus gewellten
Schichten, die wie Bienenwaben aus sechsgliedrigen Ringen aufgebaut sind.
Darstellung:
 Die Darstellung elementaren Phosphors gelingt durch Erhitzen von phosphathaltigem Gestein mit
Sand und Koks auf 1500°C:
Eigenschaften:
 Der Phosphor tritt wie Stickstoff in allen Oxidationsstufen von -III bis +V auf. Außer der Stufe +V
sind alle so reaktionsfreudig, daß der Phosphor in der Natur nur in der Stufe +V, also als Phosphat
vorkommt, auch das Element ist in freier Form unbekannt.
Verwendung:
 Im 19. Jahrhundert wurden Streichholzköpfe mit weißem Phosphor hergestellt, schon bald kamen
aber die auch heute gebräuchlichen sog. "Sicherheitszündhölzer" auf. Sie enthalten roten
Phosphor und Glaspulver in der Reibfläche, der Kopf des Zündholzes besteht aus Sb 2S3, Schwefel
und KClO3. Beim Reiben an der Reibfläche wird etwas Phosphor losgerieben, der dann mit dem
KClO3 Feuer fängt.
 Phosphorsäure und Phosphate sind außerordentlich wichtig, das Produktionsvolumen beträgt 150
Millionen Tonnen/Jahr, wovon der größte Teil in die Herstellung von Phosphatdüngern, hier ist
besonders Ca(H2PO4)2 von Bedeutung.
Na5P3O10 für Waschmittel zur Wasserenthärtung
(zurückgehende Bedeutung)
Na2H2P2O als Backpulver,in der Nitze wird H2O-Dampf freigesetzt und NaPO3 entsteht
Na3PO3
zur Phosphatierung von Metallen
Na2HPO4 in der Lebensmittelherstellung, z.B. Schmelzsalz für Käse
H3PO4
als Säure in Getränken (Coca Cola enthält 0,05% H3PO4, pH=2,3)
 Phosphate in der Nahrung: zum Knochenaufbau und -erhalt sind Ca2+ und PO43- notwendig, bei
hoher PO43--Zufuhr sinkt wegen der Schwerlöslichkeit des Ca2+-Gehalt des Körpers. Großer
Konsum phosphathaltiger Getränke kann Osteoporose auslösen!
 Phosphate im Abwasser bedeutet Eutrophierung, Algenwachtum und O2-Mangel in Gewässern.
Apatite
 Hydroxylapatit ist Hauptbestandteil der Knochen, Fluorapatit des Zahnschmelzes.
ATP
19. Schwefel
 Vorkommen:
 Schwefel zählt mit einem Anteil von 0,05 % an der Erdkruste zu den häufigen Elementen.
 Er kommt elementar vor, entweder vulkanischen Ursprungs (Sizilien) oder als Sediment unter
Schwemmsandschichten (USA).
 In größerer Menge kommt Schwefel in chemisch gebundener Form vor:
 als Schwermetallsulfide (Erze, "Kiese", "Glanze "Blenden") z.B. PbS (Bleiglanz), ZnS
(Zinkblende), CuFeS2 (Kupferkies), FeS2 (Pyrit)
 als Sulfate, z.B. CaSO4 2 H2O (Gips), MgSO4 7 H2O(Bittersalz), BaSO4 (Schwerspat);
 als SO2 als Bestandteil vulkanischer Gase (Ätna stößt etwa 1700 to pro Tag aus !);
 als H2S (ebenfalls vulkanischen Ursprungs, im Erdgas, bei biologischen
Zersetzungsreaktionen, "Biogas");
 in organischen Verbindungen (S-haltige Amionsäuren Cystein, Cystin, Methionin).
 Eigenschaften
 Elementarer Schwefel ist ein typisches Nichtmetall
 von gelber Farbe







Dichte 2g/cm3,
unlöslich in Wasser,
löslich in manchen organischen Lösungsmitteln, besonders gut in CS2.
Schwefel tritt in verschiedenen Modifikationen (Allotropen) auf, die sich durch
unterschiedliche Struktur auszeichnen.
Verwendung: in Kohle und Erdöl
Schwefelwasserstoff H2S
 Vorkommen: in vulkanischen Gasen, bei biologischen Fäulnis und Zersetzungsvorgängen, in
"Schwefelquellen" im Wasser gelöst. H2S fällt in großen Mengen bei der Entschwefelung von Erdöl an.
Man kann das H2S durch Einleiten in eine kalte Lösung von Ethanolamin H 2N-CH2-CH2-OH binden, beim
Erwärmen wird es wieder freigesetzt.
 Eigenschaften: farbloses Gas von übelriechendem Geruch nach faulen Eiern, in Wasser löslich bis zu etwa
0,1 mol/l ("Schwefelwasserstoffwasser"), das Molekül entspricht in seiner Struktur dem H 2O und ist
gewinkelt, jedoch mit einem Winkel H-S-H von nur 92° (H2O: 104°). Die Bindung der beiden H-Atome
erfolgt Über p-Orbitale, nicht Über sp3-Hybridorbitale wie beim H2O. Bei Elementen der 3. Periode nimmt
die Neigung zur Hybridisierung ab.
 H2S ist giftig! Wahrnehmbarkeitsgrenze ist aber äußerst gering, etwa 0,025 ppm, letale Dosis etwa 1550
ppm (entspricht 2 mg H2S pro Liter Luft). Maximal zulässige Arbeitsplatzkonzentration (MAK-Wert), der
für 8-stündige Exposition gilt, ist 12 ppm. In hohen Dosen ist H 2S nicht mehr wahrnehmbar, daher Gefahr
z.B. für Kanalarbeiter; H2S ist giftiger als Blausäure (HCN)! Giftwirkung: H2S lähmt das Atemzentrum und
die Atmungsfermente.

SO2 als Umweltproblem
 Schwefel ist sowohl in Kohle als auch in Erdöl enthalten.
 Bei der Verbrennung wird dieser Schwefel als SO2 in Freiheit gesetzt, wodurch in den industriell
aktivsten und zugleich dicht besiedelten Gebieten Mitteleuropas hohe lokale Konzentrationen an
SO2 erreicht werden.
 SO2 bildet mit dem Regen schweflige Säure, die durch Luftsauerstoff zu H 2SO4 oxidiert wird und
als saurer Regen niedergeht.
20. Halogene
 Vorkommen:
Vorkommen



F2
CaF2
(Flußspat)
Na3AlF6
(Kryolith)
Ca5(PO4)3F
(Fluorapatit)
Cl2
Cl(Meer)
NaCl
(Steinsalz)
KCl
(Sylvin)
Br2
Br(Meer)
Begleiter von
Cl-
I2
I(Meer)
Ca(IO3)2
Eigenschaften:
 Fluor: Es gibt kein chemisches Oxidationsmittel, das so stark ist, daß es F--Ionen F2 in Freiheit setzt
! Einzige Möglichkeit: Elektrolyse im wasserfreien Medium.
Reaktionen:
 Reaktivität: F2 > Cl2 > Br2 > I2
 Fluor ist das stärkste Oxidationsmittel und das elektronegativste Element.
 F2 besitzt eine geringere Dissoziationsenergie, bei Verbindungsbildung wird stets eine große
Bindungsenergie der Element-Fluor-Bindung freigesetzt.
 Fluor kann Chlor aus Chloriden verdrängen:
Halogenwasserstoffe
 Darstellung aus den Elementen: "Chlorknallgas"
H2 + Cl2 
2 HCl
 Im Dunkeln keine Reaktion, mit blauem licht erfolgt Explosion.
 Mechanismus: radikalische Kettenreaktion
Cl2
Cl + H2
H + Cl2



h





2 Cl
(Chlor-Radikale) Kettenstart
HCl + H
Kettenfortpflanzung
HCl + Cl





H + Cl

HCl
Kettenabbruch
Die Bildung von HBr aus H2 und Br2 erfolgt weniger heftig. Im Fall des Iods läuft die Reaktion
nicht mehr vollständig ab.

Darstellung aus Halogeniden: Prinzip der Verdrängung leicht flüchtiger Säuren durch eine schwer
flüchtige Säure.




Halogenwasserstoffe sind farblose Gase
Siedepunkte: HCl -85°C; HBr -67°C; HI -35°C; HF +19°C
Starke H-Brückenentwicklung in flüssigem HF !
Halogenwasserstoffe sind sehr gut wasserlöslich, die wässrigen Lösungen heißen:
HF:
Flußsäure
HCl:
Salzsäure
HBr:
Bromwasserstoffsäure
HI:
Iodwasserstoffsäure
Fluorwasserstoff und Flußsäure greifen Glas an. Anwendung ist das Glas ätzen. Flußsäure kann
nicht in Glasflaschen aufbewahrt werden, nur in Kunststoffflaschen
