Die chemische Bindung - Fachrichtung Chemie TU Dresden

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Fakultät Mathemathik/Naturwissenschaftensname, Professur für Anorganische Chemie I
Brückenkurse Chemie
Wintersemester 2015/2016
chemische Bindung,
chemische Reaktionen,
Reaktionsgleichungen und
stöchiometrisches Rechnen
Dr. rer. nat. Lars Borchardt
Literaturempfehlungen
Die chemische Bindung
Die chemische Bindung
Die chemische Bindung
Atome
Chemische Bindung
Atombindung
Moleküle
Ionenbindung
Metallbindung
Zwischenmolekulare Kräfte
van der
WaalsBindung
Makromoleküle
Wasserstoffbrückenbindung
intramolekular
flüchtige
Stoffe
makromolekulare
Stoffe
Molekülgitter
diamantartige Stoffe
salzartige
Stoffe
Atomgitter
Ionengitter
intermolekular
metallische
Stoffe
Metallgitter
Molekülgitter
Die chemische Bindung
Atome
Chemische Bindung
Atombindung
Moleküle
Ionenbindung
Metallbindung
Zwischenmolekulare Kräfte
van der
WaalsBindung
Makromoleküle
Wasserstoffbrückenbindung
intramolekular
flüchtige
Stoffe
makromolekulare
Stoffe
Molekülgitter
diamantartige Stoffe
Atomgitter
salzartige
Stoffe
Ionengitter
intermolekular
metallische
Stoffe
Metallgitter
Molekülgitter
Ionenbindung
Ionenbindungen sind heteropolare Verknüpfungen von Elementen mit
ausgeprägt metallischen und ausgeprägt nichtmetallischen Eigenschaften.
z. B. NaCl:
Na• +
Cl → Na+ + Cl ‾
 elektrostatische Anziehungskräfte zwischen positiv geladenen Kationen und negativ geladenen Anionen
 ungerichtete Kräfte, d.h. sie wirken in alle Raumrichtungen
 Ionengitter mit starken Bindungskräften
Kristallgitter des NaCl
ClNa+
Ionenbindung
Ionenbildung am Beispiel Natriumfluorid
Element
Kernladungszahl
Masse
Radius
(nm)
Elektronenkonfiguration
Gesamtladung
Atom Na
11
23
0,186
1s22s22p63s1
0
Kation Na+
11
23
0,095
1s22s22p6
+1
Atom F
9
19
0,064
1s22s22p5
0
9
19
0,136
1s22s22p6
-1
-e -
+e Anion F -
Ionenbindung
Eigenschaften von Verbindungen mit Ionenbindung
 salzartiger Charakter
 relativ hohe Schmelz- und Siedetemperaturen: FP = 800 °C
K P = 1440 °C
 leiten in wässriger Lösung und in der Schmelze den elektrischen
Strom infolge Dissoziation in Ionen
 spröde
Ionenbindung
Spalten von NaCl-Kristallen
Die chemische Bindung
Atome
Chemische Bindung
Atombindung
Moleküle
Ionenbindung
Metallbindung
Zwischenmolekulare Kräfte
van der
WaalsBindung
Makromoleküle
Wasserstoffbrückenbindung
intramolekular
flüchtige
Stoffe
makromolekulare
Stoffe
Molekülgitter
diamantartige Stoffe
Atomgitter
salzartige
Stoffe
Ionengitter
intermolekular
metallische
Stoffe
Metallgitter
Molekülgitter
Atombindung
Atombindungen, auch als kovalente Bindungen bezeichnet, sind homöopolare Verknüpfungen von Atomen mit nichtmetallischen Eigenschaften.
z.B.
H2
Cl2
H∙ + ∙ H → H∙ ∙ H
Cl ∙ + ∙ Cl → Cl ∙ ∙ Cl
oder
Cl
bindendes Elektronenpaar
Cl
 bindendes Elektronenpaar, das beiden Atomen gemeinsam gehört
 gerichtete starke Kräfte
 Atom- (starke) bzw. Molekülgitter (schwache Bindungskräfte)
Atombindung
Atombindungen, auch als kovalente Bindungen bezeichnet, sind homöopolare Verknüpfungen von Atomen mit nichtmetallischen Eigenschaften.
→ stabile Edelgaskonfiguration durch das bindende e- -Paar
z.B.
H2
N2
H 2O
H
H
N N
H O H
1s2
≙ Heliumkonfiguration
2s2p6 ≙ Neonkonfiguration
H: 1s2-Konfiguration
O: 2s2p6-Konfiguration
Atombindung
z. B.
E
Kohlenstoff im Grundzustand, C
zweibindig
dieser Zustand ist instabil
1s2
E
2s2
2p2
Anregung (Promotion)
Kohlenstoff im angeregten Zustand, C*
vierbindig
1s2
2s1
2p3
Atombindung
Atombindung
Beispiel: Nitrat-Ion
Polare Atombindung
Atombindung und Ionenbindung sind ideale Grenzfälle; die realen Bindungsverhältnisse
liegen oft dazwischen.
z. B.HF
δ+
H
δ
F
δ+
δ-
Übergänge zwischen den Bindungsarten
+
Ionenbindung
+
verzerrte Ionen
polarisierte
Atombindung
Atombindung
Atombindung
VALENZBINDUNGSTHEORIE
VB-Theorie
MOLEKÜLORBITALTHEORIE
MO-Theorie
= Überlappung der Orbitale
= einheitliches Elektronensystem
=> Elektronendichte zwischen
den Kernen
=> Kombination von AO zu
Molekülorbitalen
Die chemische Bindung
Atome
Chemische Bindung
Atombindung
Moleküle
Ionenbindung
Metallbindung
Wasserstoffbrückenbindung
Makromoleküle
intermolekular
flüchtige
Stoffe
makromolekulare
Stoffe
Molekülgitter
diamantartige Stoffe
Atomgitter
salzartige
Stoffe
Ionengitter
metallische
Stoffe
Metallgitter
Die metallische Bindung
Die metallische Bindung
K
LM
K
L
M
Na + Na
K
LM
Mg + Mg
zwei Theorien:
K
L
→
Na2 ???
→
Mg2 ???
M
1. Elektronengas - Modell
2. Energie- Bänder- Modell
Die metallische Bindung
Elektronengas - Modell
Auf Metallgitterplätzen befinden sich positive Metallionenrümpfe,
zwischen denen sich die Elektronen als freibewegliches Elektronengas
befinden. Der Zusammenhalt erfolgt durch ungerichtete elektrostatische
Anziehungskräfte.
+
+
+
+
+
+
Elektron
Ionenrumpf
+
+
+
Die metallische Bindung
Energiebänder-Modell
Metalldampf
Metallkristall
dichte Folge gleicher
Energie-zustände
Atomorbital
Energieband der Atomorbitale
im Metallkristall
Die metallische Bindung
Eigenschaften von Metallen
gerichtete Bewegung des Elektronengases
gute elektrische und thermische Leitfähigkeit
Absorption und Reflexion von Licht aller Wellenlängen
metallischer Glanz
Undurchsichtigkeit
kaum Strahlungsdurchlässigkeit
Verschiebbarkeit der Gleitebenen
gute mechanische Verformbarkeit (Duktilität)
hohe Dichte
Die metallische Bindung
Plastische Verformbarkeit: Vergleich Metall - Ionenkristall
Metalle
Ionenkristalle
Bindungskräfte bleiben erhalten
gute mechanische Verformbarkeit
es wirken Abstoßungskräfte
Sprödigkeit
Die chemische Bindung
Atome
Chemische Bindung
Atombindung
Moleküle
Ionenbindung
Zwischenmolekulare Kräfte
van der
WaalsBindung
Makromoleküle
Wasserstoffbrückenbindung
intramolekular
flüchtige
Stoffe
makromolekulare
Stoffe
Molekülgitter
diamantartige Stoffe
salzartige
Stoffe
Atomgitter
Ionengitter
intermolekular
Molekülgitter
Die zwischenmolekularen WW
Van der Waals-Kräfte
 sind schwache, ungerichtete Anziehungskräfte zwischen Dipolen
 kommen zwischen allen Atomen, Ionen und Molekülen vor
 beeinflussen Gitterenergien und Bindungsenergien
z. B. CO2
innerhalb des CO2-Moleküls:
Atombindung
zwischen den CO2Molekülen:
van der Waals-Kräfte
Molekülgitter
Die zwischenmolekularen WW
Wasserstoffbrückenbindungen
- entstehen durch stark positiv polarisierte H- Atome, die an elektronegative Atome gebunden sind und mit anderen elektronegativen
Partnern in Wechselwirkung treten
- es entstehen dreidimensionale Netzwerke, die für den Molekülzusammenhalt verantwortlich sind
- bewirken Abweichungen in charakteristischen Stoffeigenschaften
Die zwischenmolekularen WW
Die chemische Bindung
Atome
Chemische Bindung
Atombindung
Moleküle
Ionenbindung
salzartige
Stoffe
Metallbindung
Zwischenmolekulare Kräfte
van der
WaalsBindung
Wasserstoffbrückenbindung
intramolekular
intermolekular
metallische
Stoffe
Koordinative
Bindung
Metallgitter
Molekülgitter
Koordinationsverbindungen
 bestehen aus einem Koordinationszentrum und einer Ligandenhülle
 zeigen spezifische Eigenschaften und Reaktionen
 Anzahl der Liganden (koordinierende Atome) = Koordinationszahl
Koordinationszentrum
(Zentralatom/-ion)
Ligandenhülle
Koordinationszahl
(Koordinationspolyeder)
Koordinationsverbindungen
Koordinationsverbindungen
Eigenschaften von Komplexverbindungen
Farbe
CuSO4 (hellblau)
FeSO4 (hellgrün)
→ [Cu(NH3)4]2+ (tiefblau)
→ [Fe(CN)6]4- (gelb)
Leitfähigkeit
keine Dissoziation in Einzelionen; deshalb geringere Leitfähigkeit
als der Summe der Einzelionen entspricht.
Charakteristische Einzelreaktionen bleiben aus
+ Cl→ AgCl↓
Ag+
→ keine Fällung
[Ag(NH3)2]+ + ClMagnetisches Verhalten
diamagnetisch
(vorhandene d-Elektronen gepaart)
paramagnetisch
(ungepaarte d-Elektronen vorhanden)
Koordinationsverbindungen
Formeln, Oxidationszahlen und Mesomerie
Formeln
Oxidationszahlen
... gibt die elektrischen Ladungen an, die die Atome in Elementen oder
Verbindungen besitzen würden, wenn man sich diese aus Ionen aufgebaut
denkt.
Beispiele
Kohlenstoff (C)
Verbindung
CO2,
CO, HCOOH
C
CH3OH
CH4
Stickstoff (N)
Oxidationszahl
+4
+2
±0
-2
-4
Verbindung
HNO3
NO2
HNO2
NO
N2O
N2
NH2OH
N2H4
NH3
Oxidationszahl
+5
+4
+3
+2
+1
±0
-1
-2
-3
 eine positive Oxidationszahl kann nicht größer als die Gruppennummer sein
 die maximale negative Oxidationszahl ist gleich der Gruppennummer minus 8
Oxidationszahlen
±0
1. OZ eines Elementes ist immer Null
±0
±0
H2 Cl2 Al
2. Fluor hat immer die OZ –1
3. in Ionenverbindungen entspricht OZ der Ionenladung; treten gebrochene Zahlen auf, liegen verschiedene OZ vor (Fe3O4: 2x +3, 1x +2 → +8)
+1
-1
NaCl
+1
-1
Li H
+2
-2
Ca O
+2/+3 -2
Fe3 O4
4. in kovalenten Verbindungen wird die Verbindung (gedanklich) in Ionen aufgeteilt,
wobei die Bindungselektronen dem elektronegativeren Partner zugeteilt werden.
Bei gleichen Bindungspartnern erhalten beide die Hälfte der Bindungselektronen.
Mesomerie
Mesomerie
Isomerie
…zwei oder mehreren chemischen Verbindungen mit gleicher Summenformel, die sich jedoch in der Verknüpfung oder der räumlichen Anordnung
der Atome unterscheiden.
unterscheiden
sich in der
Reihenfolge
der Atome und
Bindungen
gleiche Konstitution,
unterscheiden sich
durch die räumliche
Anordnung der Atome
Chemische Reaktionen
in der anorganischen Chemie
Allgemeine Gesetzmäßigkeiten (Wiederholung)
Chemische Grundgesetze
Gesetz von der Erhaltung der
Masse
∗ 1785 von LAVOSIER beschrieben
Bei allen chemischen Vorgängen bleibt die
Gesamtmasse der beteiligten Stoffe konstant oder
m Ausgangsstoffe = m Endstoffe
Chemische Grundgesetze
1 mol H2 1 mol H2
1 mol O2
+
4,04 Gramm
1 mol H2O
1 mol H2O
=
32,0 Gramm
mAusgangsstoffe = m Endstoffe
36,04 Gramm
Chemische Grundgesetze
Gesetz der konstanten Proportionen
Proust 1799
Eine chemische Verbindung bildet sich immer aus konstanten
Masseverhältnissen der Elemente
z.B.: CO
mC 12,011g
1g
=
=
mO 15,999g 1,333g
Chemische Grundgesetze
Gesetz der multiplen Proportionen
Dalton 1803
Bilden zwei Elemente mehrere Verbindungen miteinander, dann stehen
die Massen desselben Elementes zueinander im Verhältnis kleiner ganzer
Zahlen
mO[ CO ]
z.B.: CO/CO2
mO[ CO2 ]
15,999g
1
=
=
2 ∙ 15,999g 2
Chemische Reaktionen
Elementare Reaktionsmechanismen
Dissoziation
Lösung der alten Bindungen ohne Bildung einer neuen Bindung
Assoziation
Bildung neuer Bindungen ohne alte Bindungen zu lösen
Anorganische Chemie
Löslichkeit und Fällung
Säure/Base-Reaktionen
Reduktion, Oxidation, Redoxprozesse
Komplexbildungsreaktionen
Chemische Reaktionen
Redoxreaktionen
Fe-Blech
und CuSO4-Kristall (H2O)
Reiben
Cu-Abscheidung
Gesamtreaktion:
Fe + Cu2+ → Cu + Fe2+
Chemische Reaktionen
Redoxreaktionen
Zn-Blech und CuSO4-Lösung
Cu-Abscheidung
Gesamtreaktion:
Zn + Cu2+  Cu + Zn2+
Chemische Reaktionen
Redoxreaktionen
Galvanische Halbzellen
Redoxreaktion zwischen Zn-Stab und CuSO4-Lösung ohne räumliche Trennung
→ Cu-Abscheidung auf Zn
Teilreaktionen:
Oxidation:
Reduktion:
Zn-Stab
Zn
Cu2+ + 2e-
Gesamtreaktion:
Cu2+ + Zn
→ Cu + Zn2+
→ Zn2+ + 2e→ Cu
Cu
Cu2+
CuSO4-Lösung
Zn2+
Chemische Reaktionen
Die elektrochemische Spannungsreihe
... ist eine Ordnung der Redoxsysteme nach der Größe ihrer Standardpotentiale.
reduzierte Form
Redoxsystem
→ oxidierte Form
+e-
Mn2+ + 12H2O
Au
6H2O
6H2O
Ag
Fe2+
4OHCu
H2 + 2H2O
Pb
Sn
H2(g)+ 2OHFe
Cr
Zn
H2(g)+ 2OHMn
→ MnO4-+ 8H3O+
→ Au3+
→ O2(g)+ 4H3O+
→ O2(g)+ 4H3O+
→ Ag+
→ Fe3+
→ O2(g)+ 2H2O
→ Cu2+
→ 2H3O+
→ Pb2+
→ Sn2+
→ 2H2O(l) + 2e→ Fe2+
→ Cr3+
→ Zn2+
→ 2H2O(l) + 2e→ Mn2+
+ 5e+ 3e+ 4e+ 4e+ e+ e+ 4e+ 2e+ 2e+ 2e+ 2e2e-
+
+ 3e+ 2e+
2e-
E° in V
+1,51
+1,50
+1,23
+0,81
+0,80
+0,77
+0,40
+0,34
0
-0,13
-0,14
-0,42
-0,44
-0,74
-0,76
-0,83
-1,19
pH-Wert
0
7
14
0
7
14
Chemische Reaktionen
Das Redoxsystem mit dem negativeren Standardpotential
ist immer der elektronenliefernde Vorgang.
Beispiele:
E°Cu > E°Zn
→ Reaktion läuft nicht ab
Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu
°
EFe
< E°Cu
→ Reaktion läuft ab
Pb + Fe2+ → Pb2+ + Fe
°
°
EPb
> EFe
→ Reaktion läuft nicht ab
°
EI° < ECl
→ Reaktion läuft ab
Cu + Zn2+ → Cu2+ + Zn
2I- + Cl2
→ I2 + 2Cl-
Chemische Reaktionen
Säure-Base-Reaktionen
Theorien
Definition nach ARRHENIUS (1883)
Säuren: Wasserstoffverbindungen, die bei Dissoziation
H+-Ionen bilden
Basen: Hydroxide, die bei Dissoziation OH--Ionen bilden
Beispiele:
HCl
H2SO4
NaOH
⇌ H+ + Cl⇌ 2H+ + SO42⇌ Na+ + OH-
Säuren reagieren mit Basen zu Salzen und Wasser (Neutralisation):
H+ + Cl- + Na+ + OH- ⇌ Na+ + Cl- + H2O
Chemische Reaktionen
Säure-Base-Reaktionen
Theorien
Definition nach BRØNSTEDT und
LOWRY (1923)
Säuren: Stoffe, die H+- Ionen (Protonen) abgeben
→ Protonendonatoren
Basen: Stoffe, die H+- Ionen aufnehmen
→ Protonenakzeptoren
Beispiele:
HCl
Säure
⇌
H+
Proton
NH3 +
H+
⇌
Base
Proton
+
Clkonjugierte Base
NH4+
konjugierte Säure
Chemische Reaktionen
Der pH-Wert
Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus des Zahlenwertes
der H3O+-Ionenkonzentration.
pH = - lg c(H3O+)
pH = 7
= 10-7 mol/l
neutral
pH < 7
> 10-7 mol/l
sauer
pH > 7
< 10-7 mol/l
basisch
destilliertes Wasser
Leitungswasser (Dresden)
Blut
Magensaft
Cola
Milch
pH = 7,0
pH = 6,5
pH = 7,4
pH = 0,9 - 1,6
pH = 2,0 - 3,0
pH = 6,5
Søren Sørensen
Chemische Reaktionen
pH-Skala und Indikatoren
Neutralpunkt
saurer Bereich
1
2
3
4
5
Methylorange
6
7
Lackmus
8
basischer Bereich
9
10
Thymolphthalein
Phenolphthalein
Bromkresolgrün
Methylrot
Tashiro
11
12
Chemische Reaktionen
Umschlagfarben verschiedener Indikatoren
H+
OH -
Methylrot
H+
OH -
Tashiro
H+
OH -
Methylorange
H+
OH -
Universalindikator
H+
OH -
Phenolphthalein
H+
OH -
Bromkresolgrün
Chemische Reaktionen
Natürliche Indikatoren
Beispiel: Cyanidin aus Rotkohl
Farbänderung durch
R. Boyle, 1660
1627-1691
stufenweise Deprotonierung
R = Zuckerreste
sauer
basisch
Chemische Reaktionen
Vergleich zwischen S-B- und Redoxreaktionen
S-B-Reaktionen
Redoxreaktionen
übertragene Teilchen
H3O+-Ionen
Elektronen
Donator
Säure
Reduktionsmittel
Akzeptor
Base
Oxidationsmittel
Donatorstärke
pH, pKS/B
E, E°
pH = pKS + lg
c
A
cHA
E = E° +
0,059 c Ox
lg
z
cRe d
Chemische Reaktionen
Komplexbildungsreaktionen
Koordinationsverbindungen
 bestehen aus einem Koordinationszentrum und einer Ligandenhülle
 zeigen spezifische Eigenschaften und Reaktionen
 Anzahl der Liganden (koordinierende Atome) = Koordinationszahl
Koordinationszentrum
(Zentralatom/-ion)
Ligandenhülle
Koordinationszahl
(Koordinationspolyeder)
Chemische Reaktionen
Komplexbildungsreaktionen
Bildung einer
Komplexverbindung
[Cu(H2O)6]2+ + 4 NH3 → [Cu(NH3)4]2+ + 6 H2O
hellblau
dunkelblau
Chemische Reaktionen
Komplexbildungsreaktionen
Cyanidlaugerei:
4 Au + 8 KCN + O2 + H2O
→
4 K[Au(CN)2] + 4 KOH
2 K[Au(CN)2] + Zn
→
K2[Zn(CN)4] + 2 Au
Macraes Gold Mine
Berliner Blau (Pariser Blau, Französischblau, Turnbulls Blau, Preußisch Blau, Chinesischblau,
Tintenblau, … )
4 Fe3+ + 3 K4[Fe(CN)6]
→
Fe4[Fe(CN)6]3 x H2O + 12 K+
Chemische Reaktionen
Komplexbildungsreaktionen
Bedeutung von Komplexen
1. Katalytische Prozesse
REPPE-Synthese
Anlagerung von R-OH, H2O und CO an Ethin mit Ni(CO)4 als Katalysator
FISCHER-TROPSCH-Synthese
Umsetzung von CO + H2 zu KW mit Fe bzw. Co als Katalysator
2. Biochemie
Hämoglobin enthält Fe als Sauerstoffüberträger
Vitamin B12 (Co-Komplex)
3. Analytik
Komplexometrische Titration
Gravimetrie
4. Metallherstellung
Cyanidlaugerei
Extraktion, Ionenaustausch
Chemische Reaktionen
Komplexbildungsreaktionen
Anwendung: Komplexometrische Titration
In der Praxis am häufigsten eingesetzt: Dinatriumsalz der Ethylendiamintetraessigsäure
Kurzbezeichnung „Dinatrium-EDTA" (Na2[H2Y] oder [H2Y]2-)
Handelsnamen: Komplexon III, Chelaplex III bzw. Titriplex III
Reaktionsgleichungen
Reaktionsgleichungen
Beispiel:
Stellen Sie die Reaktionsgleichung für die Neutralisationsreaktion von Aluminiumhydroxid mit Schwefelsäure auf, wobei Aluminiumsulfat und Wasser entstehen.
Reaktionsgleichungen
Beispiel:
Stellen Sie die Reaktionsgleichung für die Neutralisationsreaktion von Aluminiumhydroxid mit Schwefelsäure auf, wobei Aluminiumsulfat und Wasser entstehen.
Al(OH)3 + H2SO4  Al2(SO4)3 + H2O
Reaktionsgleichungen
Beispiel:
Stellen Sie die Reaktionsgleichung für die Neutralisationsreaktion von Aluminiumhydroxid mit Schwefelsäure auf, wobei Aluminiumsulfat und Wasser entstehen.
Al(OH)3 + H2SO4  Al2(SO4)3 + H2O
2 Al(OH)3 + 3 H2SO4  Al2(SO4)3 + 6 H2O
Reaktionsgleichungen
Reaktionsgleichungen
1. Ausgangs- und Endstoffe müssen bekannt sein
z. B.: Bei der Auflösung von Kupfer in Salpetersäure entstehen Cu2+Ionen und Stickstoffmonoxid
Cu + H3O+ + NO3- → Cu2+ + NO
2. Bestimmung der Oxidationszahlen aller beteiligten Elemente,
Änderungen feststellen
±0
+1 -2
+5 -2
+2
+2 -2
Cu + H3O+ + NO3- → Cu2+ + NO
Änderung: Cu: ±0 → +2, N: +5 → +2
3. Aufstellen von Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion
Oxidation: Elektronenabgabe, Anstieg der OZ
Cu → Cu2+ + 2eReduktion: Elektronenzunahme, Reduzierung der OZ
NO3- + 3e- → NO
Reaktionsgleichungen
4. Ladungsausgleich herstellen (bei Reaktionen im sauren Medium durch H3O+Ionen, im basischen durch OH--Ionen)
NO3- + 4 H3O+ + 3 e- → NO
5. Stoffbilanz aufstellen (auf beiden Seiten der Gleichung müssen
die gleiche Anzahl Atome vorhanden sein; Ausgleich durch H2O)
NO3- + 4 H3O+ + 3 e- → NO + 6 H2O
6. Ausgleich der ausgetauschten Elektronen
Ox.: Cu
→ Cu2+
Red.: NO3- + 4 H3O+ + 3 e→ NO
Ox.: 3Cu
→ 3 Cu2+
Red.: 2 NO3- + 8 H3O+ + 6 e→ 2 NO
+ 2 e+ 6 H2O
+ 6 e+ 12 H2O
7. Kombination der Teilgleichungen beider Redoxpaare
3 Cu + 2 NO3- + 8 H3O+ → 3 Cu2+ + 2 NO + 12 H2O
| ·3
| ·2
Reaktionsgleichungen
1) Bestimmen Sie die Koeffizienten in folgenden Bruttoreaktionsgleichungen:
KMnO4 + HCl  KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O
Na3SbS4 + HCl  Sb2S5 + H2S + NaCl
NaOH + PCl5  NaCl + Na4P2O7 + H2O
C6H6 + O2  CO2 + H2O
Reaktionsgleichungen
2) Phosphor wird durch erhitzen von Tricalciumphosphat (Apatit) mit Siliciumdioxid
(Quarzsand) und Kohlenstoff hergestellt. Stellen Sie die Reaktionsgleichung auf,
wenn Calciumsilikat und Kohlenstoffmonoxid als Nebenprodukte erhalten werden!
3) Stellen Sie die Reaktionsgleichung für den explosionsartigen Zerfall von
Glycerintrinitrat C3H5(NO3)3 auf, wenn sich dabei Kohlenstoffdioxid, Wasser,
Stickstoff und Sauerstoff bilden!
Der Molbegriff
1.) Stoffmenge Mol
… Stoffmenge eines Systems, das aus ebenso vielen Einzelteilchen besteht, wie
Atome in 12g des Kohlenstoffnuklides 12C enthalten sind. 1 Mol enthält NA (NA =
Avogadro-Konstante = 6,022∙1023 ) Teilchen.
n(X)/mol =
m(X)/g
M(X)/g· mol-1
Masse des Stoffes X
molare Masse des Stoffes X
2.) Molare Masse M(X)
Beispiel: H2O
2 · relative Atommasse von H
1 · relative Atommasse von O
=2·
=1·
1,008
15,999
relative Molekülmasse von H2O
molare Masse M(H2O)
=
=
18,015
18,015 g/mol
____________________________________________________________________________________________________________________________
Mengen- und Gehaltsangaben
3.) Anteile
Massenanteil
ωi =
mi
(•100%)
Σmi
Volumenanteil
φi =
Vi
(•100%)
ΣVi
Stoffmengenanteil
χi =
ni
(•100%)
Σni
Äquivalent: Bruchteil 1/z* eines Teilchens X
Äquivalentstoffmenge
n(
1
X) = z * n(X)
z*
4.) typische Angaben für Spurenbestandteile
ppm (parts per million)
ppb (parts per billion)
ppt (parts per trillion)
1 : 106
1 : 109
1 : 1012
[μg/g, mg/kg]
[ng/g, μg/kg]
[pg/g, ng/kg]
Mengen- und Konzentrationsangaben
5.) Konzentration
Massenkonzentration
Masse des Stoffes X/g
Gesamtvolumen/l
ß(X)/g/l
=
m(X)/g
V/l
Stoffmengenkonzentration
Stoffmenge des Stoffes X/mol
Gesamtvolumen/l
c(X)/mol/l =
n(X)/mol
V/l
Volumenkonzentration
Volumen des Stoffes X/ml
Gesamtvolumen/l
σ(X)/ml/l
=
V(X)/ml
V/l
Stöchiometrisches Rechnen
1) Die Analyse von Kaliumpermanganat KMnO4 ergibt einen Massenanteil von ω(K) = 24,74 %
Kalium und ω(Mn) = 34,76 % Mangan, der Rest ist Sauerstoff.
Berechnen Sie die relative Atommasse von Mangan!
2) Das Element Chlor mit der mittleren relativen Atommasse AR = 35,453 besteht in der Natur
aus einem Gemisch der Isotope mit den relativen Atommassen AR(35Cl) = 34,97 und AR(36Cl) =
36,97. Berechnen Sie die prozentualen Massenanteile dieser beiden Isotope im
Isotopengemisch!
3) Die Formel des Kaliumsulfates ist K2SO4. Berechnen Sie
a) wie viel g der drei Elemente in 1 g Kaliumsulfat enthalten sind;
b) die Massenanteile der in Kaliumsulfat enthaltenen Elemente in %;
c) wie viel g Kalium in 20 g einer Lösung von Kaliumsulfat mit 10 % Massenanteil enthalten
sind;
d) Die Masse des Sauerstoffs in 1 t technischem Kaliumsulfat, das einen Massenanteil von 98
% reinen Kaliumsulfats hat.
Stöchiometrisches Rechnen
4) 1,63 g Chromoxid ergeben bei der Analyse 1,12 g Chrom. Berechnen Sie die Formel des
Chromoxids!
5) Die Formel von Magnesiumdiphosphat lautet Mg2P2O7. Berechnen Sie die Massenanteile in
% für
a) die in dieser Verbindung enthaltenen Elemente
b) die in dieser Verbindung enthaltenen Elementoxide MgO und P2O5.
6) Wie viel g festes Eisen(III)-chlorid lassen sich aus 75 g Eisen(III)-oxid durch chemische
Umsetzung mit Salzsäure herstellen?
7) Wie viel g metallisches Antimon könne im günstigsten Fall aus 1 kg Sb2O3 mit einem
Massenanteil von 90 % gewonnen werden?
8) Aus 100 kg Kochsalz erhält man bei der Umsetzung nach dem Sodaverfahren von LeBlanc 72
kg wasserfreie Soda. Berechnen Sie die Produktausbeute in %!
Stöchiometrisches Rechnen
9) Wie viel ml Ammoniaklösung mit 25 % Massenanteil und einer Dichte von 0,907 g/ml sind
zur Präparation folgender Lösungen notwendig:
a) 2 l Lösung der Konzentration 0,1 mol/l
b) 250 g Lösung mit 5 % Massenanteil.
10) 10 g kristallwasserhaltiges Kupfersulfat CuSO4 * 5 H2O werden in 100 g Wasser gelöst.
Berechnen Sie den Massenanteil des kristallwasserfreien Salzes in der Lösung in % und die
Molalität der Lösung!
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