Grundwissen Chemie
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Grundwissen Chemie 1. Der Stoffbegriff 1.1 Grundbegriffe In der Chemie unterscheidet man von der Stoffzusammensetzung her gesehen zwischen Elementen und Verbindungen einerseits und Reinstoffen und Stoffgemischen andrerseits. Zur Unterscheidung wird die gegebene Substanz auf ihre Zerlegbarkeit untersucht. Die Elemente: Unter Elementen versteht man Stoffe, die sich chemisch nicht mehr in andere Stoffe zerlegen lassen. Ein elementarer Stoff ist daher aus gleichen Atomen aufgebaut. Man kennt heute 108 Elemente, von denen die überwiegende Mehrzahl Metalle sind. Nur etwa 15 Elemente sind ausgesprochene Nichtmetalle. Verbindungen: Man versteht darunter Stoffe, bei denen gleiche oder verschiedene Atome miteinander durch chemische Bindungen verknüpft sind. Verbindungen lassen sich durch chemische Verfahren in ihre Elemente zerlegen. Sie zeigen andere Eigenschaften als die Elemente, aus denen sie aufgebaut sind. In jeder Verbindung treten die darin enthaltenen Elemente in ganz bestimmten, konstanten Stoffmengenverhältnissen auf ("Gesetz der konstanten Proportionen"). 1.2 Die Einteilung der Stoffe Die Reinstoffe: Wird eine Substanz durch physikalische Methoden in immer kleinere Stoffportionen zerlegt und zeigen diese Portionen immer wieder die gleichen Eigenschaften, so liegt eine Reinstoff vor. Ein solcher Reinstoff kann aus Verbindungen verschiedener Elemente (z.B. Wassermoleküle, Kochsalzkristalle), oder aus Verbindungen von gleichen Atomen (z.B. Sauerstoffgas, Eisenkristall) aufgebaut sein. Die Stoffgemische: Den Reinstoffen stehen die Stoffgemische gegenüber. Sie bestehen aus mehreren Reinstoffen, die nebeneinander vorliegen. Ihre kleinsten Teilchen besitzen daher unterschiedliche Eigenschaften. Auf Grund dieser Eigenschaften lassen sich die Stoffgemische durch mechanische oder physikalische Methoden wie Filtration, Sedimentation, Destillation oder Extraktion voneinander trennen. Die Stoffgemische unterteilt man in heterogene und homogene Stoffgemische. Bei den heterogenen Stoffgemischen ist der Aufbau uneinheitlich. Oft lassen sich schon mit bloßem Auge verschiedene Bestandteile unterscheiden. Bei den homogenen oder einheitlichen Stoffgemischen kann man solche Unterscheidungen nicht so ohne weiteres treffen. Einen Überblick über die Stoffgemische ergibt die folgende Tabelle. Tabelle 1: Beispiele für Stoffgemische Heterogene Stoffgemische fest/fest fest/flüssig fest/gasförmig flüssig/flüssig flüssig/gasförmig Benennung Gemenge Suspension Rauch Emulsion Nebel Abb. 1: Einteilung der Stoffe Beispiele Granit, Erde, Beton Schlamm, Lackfarben Rauch eines Feuers Milch, Creme Wolken Homogene Stoffgemische fest flüssig gasförmig feste Lösungen Lösungen Gasgemische Stoffe Reinstoff Stoffgemisch Element homogen Verbindung heterogen Glas, Legierungen Salzwasser, Branntwein Luft Tabelle 2: Übersicht über einfache Trennverfahren für Stoffgemische - 2 Trennverfahren Zur Trennung verwendete Eigenschaft Anwendungsbeispiele Sedimentation Dichte (Beschleunigung durch Zentrifugieren) Erzaufbereitung, Vorklärung von Abwässern Filtration Teilchengröße Wasseraufbereitung Destillation Siedepunkte Erdöldestillation Extraktion Löslichkeit Gewinnung von Fetten und Ölen 2. Eine einfache Modellvorstellung vom Bau der Atome 2.1 Die Elementarteilchen und ihre Eigenschaften Die für die Chemie wichtigen Elementarteilchen sind die Protonen, Neutronen und Elektronen. Trotz ihrer für uns unvorstellbar geringen Größe besitzen diese Elementarteilchen experimentell feststellbare Eigenschaften, wie z.B. eine Masse oder eine elektrische Ladung. Einen Überblick über die wichtigsten dieser Eigenschaften gibt die folgende Tabelle . Da die Zahlenwerte für diese Massen und Ladungen äußerst gering sind, wurden günstiger zu handhabende Größen eingeführt, nämlich die Atommasseneinheit mit dem Einheitenzeichen u und die Elementarladung e. Die Atommasseneinheit u ist definiert als 1/12 der Masse eines Atoms des Kohlenstoffistops 12C. Die Elementarladung e ist die kleinste vorkommende Ladung. Tabelle 2: Die Eigenschaften der Elementarteilchen Elementarteilchen Masse in kg Ladung in u Proton 1,6726 · 10-27 kg 1,007277 u Neutron 1,6749 · 10-27 kg 1,008665 u Elektron 9,1095 · 10-31 kg2 0,000548 u Symbol C1 e 1,6022 · 10-19 C 1+ e elektrisch neutral 1,6022 · 10-19 C 1 1p 1 0n 1- e 0 -1e 2.2 Das Coulombsche Gesetz Die entgegengesetzten Ladungen von Elektronen und Protonen ziehen sich an. Die Größe dieser Anziehungskraft ergibt sich aus den beteiligten Ladungen Q 1 und Q2, und dem Abstand d. Sie läßt sich mit Hilfe des Gesetzes von Coulomb ermitteln: Q ·Q F = k · 1d2 2 F = Anziehungskraft zwischen den geladenen Körpern d = Abstand der beiden geladenen Körper Q 1,2 = positive bzw. negative Ladungen k = Konstante 2.3 Das Atommodell nach Bohr Die Atome bauen sich, gleichgültig um welche "Atomart" es sich handelt, aus den vorgenannten Elementarteilchen auf. Da Atome immer elektrisch neutral sind, muß die Zahl der Protonen gleich der Zahl der Elektronen sein. Das Atommodell läßt sich folgendermaßen charakterisieren: - Der Atomkern wird von den Kernteilchen oder Nukleonen gebildet. Diese Kernteilchen sind die Protonen und Neutronen. Der Atomkern ist daher positiv geladen. Er enthält praktisch die gesamte Masse des Atoms. Sein Durchmesser beträgt etwa 1 · 10-14 m. Die Anzahl der positiven Elementarladungen im Kern bezeichnet man als Kernladungszahl Z. Sie wird meist mit einer tiefgestellten Indexzahl vor dem Elementsymbol angegeben. Die Gesamtmasse m des Atoms ergibt sich aus der Zahl der Protonen und Neutronen. Die Massenzahl wird gewöhnlich durch eine hochgestellte Indexzahl angegeben. 1 Einheitenzeichen der elektrischen Ladung "Coulomb". 1C = 1 As (Ampèresekunde) 2 Die Masse eines Elektrons beträgt nur den 1/1836 Teil eines Protons. Sie kann daher vernachlässigt werden. - 3 Beispiel: Massenzahl A: 4 Kernladungszahl Z: 2He Elementsymbol Ein Atom, das durch Kernladungszahl und Massenzahl eindeutig definiert wird, bezeichnet man als Nuklid. Die meisten Elemente stellen jedoch Mischungen von Atomen dar, die zwar die gleiche Kernladungszahl aber verschiedene Anzahl von Neutronen im Kern besitzen. Derartige Atome bezeichnet man als Isotope. Da sich die Isotopen eines Elements nicht so ohne weiteres von einander trennen lassen, erhält man bei der Ermittlung der Atommassen dieser Elemente immer den Durchschnittswert aller natürlich vorkommender Isotope. Beispiel: Die Isotope des Wasserstoffs; ( ) = Häufigkeit des Isotops in % 1 1H; (99,99 %) 2 1D; (0,01 %) "leichter" Wasserstoff schwerer Wasserstoff oder Deuterium 3 -5 1H; (< 1 · 10 %) überschwerer Wasserstoff oder Tritium Für die Atommasse des Wasserstoffs ergibt sich als Durchschnittswert 1,00794 u - Die Atomhülle wird durch die negativ geladenen Elektronen gebildet, die sich in ständiger Bewegung befinden. Die Elektronenhülle ist praktisch masseleer. Ihr Durchmesser beträgt etwa 1 · 10-10 bis 3 · 10-10 m. - Jedes Atom besitzt in seiner Hülle eine bestimmte Anzahl von Schalen, auf denen sich die Elektronen bewegen. Die einzelnen Schalen werden mit Großbuchstaben von K bis Q benannt. Auf einer solchen Schale können maximal 2n2 Elektronen enthalten sein (n = Schalennummer), wobei ab der fünften Schale diese maximale Elektronenzahl nicht mehr erreicht wird. Abb. 1: Die Elektronenverteilung für die ersten 10 Elemente nach dem Bohrschen Atommodell - Die Elemente unterscheiden sich voneinander durch die Zahl der Protonen bzw. Elektronen, aus denen sie aufgebaut sind. Eine Reihenfolge der Elemente ergibt sich daraus, daß jedes Atom ein Proton im Kern und ein Elektron in der Hülle mehr besitzt als das vorhergehende (s. Abb. 1). Fragen zum Stoff: 1. In einem bestimmten Abstand voneinander befinden sich: a) zwei Protonen b) zwei Neutronen c) ein Proton und ein Elektron d) ein Proton und ein Neutron Geben Sie an, bei welcher Kombination elektrische Kräfte ausgeübt werden! 2. Wodurch unterscheiden sich die Ladungen eines Protons und eines Elektrons? Was haben sie miteinander gemeinsam? 3. Im Abstand d = 2 Längeneinheiten befinden sich zwei entgegengesetzte Elementarladungen. Um welchen Faktor verringert sich die Anziehung, wenn der Abstand auf vier Längeneinheiten vergrößert wird? 4. Ein Element wird folgendermaßen gekennzeichnet: 25 12X Welche Aussagen können Sie anhand dieser Angaben machen? 5. Wie verändert sich die Abspaltbarkeit eines Außenelektrons mit zunehmender Schalenzahl? Begründen Sie Ihre Ansicht! 6. Wieviel Elektronen können sich maximal auf der M-Schale befinden? - 4 Lösungen: 1. Elektrische Kräfte werden ausgeübt bei a = Abstoßung und c = Anziehung. 2. Die Ladungen unterscheiden sich in ihrem Vorzeichen, die Beträge sind gleich. 3. Die Anziehungskraft verhält sich lt. Coulombschem Gesetz umgekehrt proportional zum Quadrat des Abstands. Wenn der Abstand verdoppelt wird, verringert sich daher die Anziehung auf ein Viertel des ursprünglichen Wertes. 4. Das Element besitzt 12 Protonen im Atomkern und 12 Elektronen in der Hülle. Es handelt sich daher um Magnesium. Außerdem finden sich im Kern noch 13 Neutronen. 5. Mit zunehmender Schalenzahl läßt sich ein Außenelektron leichter abspalten, da sich der Abstand zum Kern vergrößert. Die Anziehung des Kerns auf das Elektron sinkt daher erheblich ab. 6. Die M-Schale ist die 3. Schale 2n2 = 2 · 32 = 18 Elektronen 3. Das Periodensystem der Elemente Die bis heute bekannten Elemente (z.Z. 108) ordnet man im Periodensystem an. Die systematische Anordnung erfolgt dabei nach folgenden Gesichtspunkten: - Die fortlaufende Reihenfolge der Elemente ergibt sich aus der steigenden Kernladungszahl. - Elemente mit gleicher Anzahl von Elektronenschalen werden nebeneinander gestellt. Diese waagerechten Reihen bezeichnet man als Perioden. - Elemente mit gleicher Anzahl von Außenelektronen stehen untereinander. Da auf einer äußeren Schale höchstens 8 Elektronen auftreten können, ergeben sich daraus 8 Hauptgruppen, die mit römischen Zahlen I bis VIII bezeichnet werden. Da das chemische Verhalten eines Elements in erster Linie durch die Zahl der Außenelektronen bestimmt wird, zeichnen sich die Elemente einer Hauptgruppe durch ähnliches chemisches Verhalten aus. - Da sich auf der äußersten Schale nur 8 Elektronen befinden können, wird von den Elementen 19K und 20Ca bereits die vierte Schale begonnen (1 bzw. 2 Außenelektronen), obwohl auf der dritten Schale noch 10 Elektronenplätze frei sind. Die Auffüllung dieser Plätze von 9 bis 18 erfolgt durch die Elemente 21Sc bis 30Zn. Diese 10 Elemente, bei denen die neu hinzukommenden Elektronen in die vorletzte Schale eingebaut werden, bezeichnet man als Nebengruppenelemente. Im Grundzustand befinden sich bei all diesen Elementen auf der äußeren Schale 2 Elektronen. Dasselbe wie für die obengenannten Nebengruppenelemente gilt auch für 39Y bis 48Cd (2 Elektronen auf der 5. Schale, Besetzung der Elektronenplätze 9 bis 18 der 4. Schale). Aus dem Periodensystem lassen sich über die Elemente bestimmte Aussagen herleiten: - Über den Atombau: Kernladungszahl Hauptgruppennummer Periodennummer = Zahl der Protonen und Elektronen; = Zahl der Außenelektronen; = Zahl der Elektronenschalen. - Über den Elementcharakter: Metalle sind durch die leichte Abspaltbarkeit ihrer Außenelektronen gekennzeichnet. Die Abgabe dieser Elektronen erfolgt umso leichter, je weniger Elektronen auf der Außenschale vorhanden sind und je weiter sie sich vom Kern entfernt befinden. Der metallische Charakter steigt daher im PSE von rechts nach links und von oben nach unten. Nichtmetalle versuchen dagegen Elektronen aufzunehmen. Dieses Bestreben zeigen die Elemente umso stärker, je weiter sie im PSE rechts und oben stehen. Die Diagonale zwischen 5B und 85At trennt die Metalle von den Nichtmetallen. Im Bereich der Diagonale finden sich die sog. Halbmetalle. Fragen zum Stoff: 1. Welches Ordnungsprinzip liegt einer Hauptgruppe bzw. einer Periode zugrunde? 2. Der Kern eines Atoms besteht aus 29 Protonen. Wie ist die Elektronenhülle dieses Atoms aufgebaut? 3. Welche Elemente sind mit dem Sauerstoff chemisch verwandt? 4. Welche Gemeinsamkeiten bzw. Unterschiede weisen die Nebengruppenelemente bezüglich ihrer Elektronenhülle auf? 5. Geben Sie die Verteilung der Elektronen auf den jeweiligen Schalen für die Elemente C, Na, Ca, Cl und Ge an! 6. Bei welchem Element sind die metallischen Eigenschaften, bei welchem die nichtmetallischen Eigenschaften am stärksten ausgeprägt? - 5 Lösungen: 1. Hauptgruppe: Elemente mit gleicher Anzahl von Elektronen auf der Außenschale stehen untereinander. Periode: Elemente mit gleicher Schalenzahl stehen nebeneinander. 2. Es handelt sich um das Element Cu: 2 8 17 2 3. Die Elemente der VI. Hauptgruppe: S, Se, Te 4. Sie besitzen im Grundzustand alle 2 Elektronen auf der äußersten Schale. Sie unterscheiden sich in der Elektronenanzahl auf der vorletzten Schale. 5. C K 2 L 4 M N Na 2 8 1 Ca 2 8 8 2 Cl 2 8 7 Ge 2 8 18 4 6. Die metallischen Eigenschaften sind am stärksten beim Cäsium, die nichtmetallischen am stärksten beim Fluor ausgebildet. 4. Die chemischen Vorgänge 4.1 Die Bindungsarten Die meisten Elemente kommen in der Natur in gebundener Form vor, d.h. ihre Atome haben untereinander oder mit anderen Partnern eine chemische Bindung gebildet. Der Zusammenhalt der Atome innerhalb der Verbindungen (Moleküle, Ionengitter, Atomgitter) erfolgt durch die Wechselwirkung elektrostatischer und elektromagnetischer Felder, die von den Elektronenhüllen und Atomkernen der beteiligten Atome ausgehen. Man unterscheidet verschiedene chemische Bindungstypen, für deren Entstehung die Oktett-Theorie von Kossel und Lewis (1916) eine anschauliche Erklärung gibt. Nach dieser Theorie besitzen die Edelgase besonders stabile, d.h. energiearme Elektronenanordnungen, nämlich 8 Elektronen auf der Außenschale (Ausnahme He mit 2 Elektronen). Die übrigen Elemente versuchen nun, diese Elektronenanordnung durch Reaktionen untereinander zu erreichen. Die beiden wichtigsten Bindungstypen, die zwischen den Atomen auftreten sind die Ionen- und die Atombindung. 4.1.1 Die Ionenbindung Die Ionenbindung entsteht durch den Übergang eines oder mehrerer Elektronen aus der Elektronenhülle eines Metallatoms in die Außenschale eines Nichtmetallatoms. Beide Bindungspartner erreichen dadurch einen stabilen, d.h. energiearmen Zustand. Durch diesen Elektronenübergang verändert sich allerdings der elektrische Charakter der beteiligten Teilchen: Aus den elektrisch neutralen Atomen werden elektrisch geladene Teilchen, die Ionen. Die entstandenen Ionen ziehen sich wegen ihrer entgegengesetzten Ladungen an. Da die elektrischen Felder der Ionen gleichmäßig in alle Richtungen des Raumes gerichtet sind, ist jede Ionenart bestrebt, sich mit einer möglichst großen Anzahl von Ionen entgegengesetzter Ladung zu umgeben. Es liegen daher nach der Reaktion keine Ionenpaare, sondern sehr ausgedehnte, dreidimensionale Ionengitter (Ionenkristalle) vor. (Siehe auch Abschnitt "Chemische Formeln"!) Abb. 2: Die Entstehung der Ionenbindung Na - Atom Cl - Atom Cl - Ion Na - Ion - + Na + Protonen: 11 + Elektronen: 11 Gesamtladung Cl + Cl 17 + 11 + 17 + 17 - 10 - 18 - 1+ 1- 0 0 Vereinfachte Schreibweise Na Na Cl Na+ + Cl - 6 Wegen der hohen Anziehung, der jedes Ion durch die umgebenden entgegengesetzt geladenen Ionen unterliegt, sind diese Stoffe durch hohe Schmelzpunkte und große Härte gekennzeichnet. Das Zahlenverhältnis, in dem sich Metalle und Nichtmetalle untereinander verbinden, ergibt sich aus der elektrochemischen Wertigkeit. Man versteht darunter die Zahl der Elektronen, die ein Element aufnehmen bzw. abgeben kann. Beispiel: In der Verbindung CaO gibt Calcium an den Sauerstoff 2 Elektronen ab, es ist daher zweiwertig. Sauerstoff nimmt zwei Elektronen auf, er ist ebenfalls zweiwertig. Die Ermittlung der Wertigkeit erfolgt mit Hilfe des Periodensystems. Bei der Benennung der Verbindungen ist zu beachten, daß die Ionen der Nichtmetalle die Endung -id (-oxid, -chlorid, sulfid usw.) erhalten. 4.1.2 Die Atombindung Reagieren gleiche oder verschiedene Nichtmetallatome miteinander, so kommt es, im Gegensatz zur Ionenbindung, nicht zu einem Elektronenaustausch, weil beide Partner versuchen, Elektronen aufzunehmen. Nach der Oktett-Theorie entsteht die Bindung in diesem Fall durch die Bildung von gemeinsamen Elektronenpaaren (maximal 3). Diese gemeinsamen Elektronenpaare entstehen dadurch, daß sich Elektronenbahnen der Bindungspartner überschneiden. Abb. 3: Die Bildung eines Wasserstoffmoleküls aus zwei Wasserstoffatomen H - Atom H - Atom H2 - Molekül + Zone erhöhter negativer Ladungsdichte In diesem Überschneidungsbereich liegt eine höhere negative Ladungsdichte als in den übrigen Bereichen vor. Diese erhöhte negative Ladungsdichte wird von den positiv geladenen Atomkernen angezogen. Die Atome werden dadurch zusammengehalten, es ist ein Molekül entstanden. Beispiele in vereinfachter Schreibweise: H + H H H Einfachbindung (H2) Cl + Cl Cl Cl Einfachbindung (Cl2) O + O O O Doppelbindung (O2) N + N N Dreifachbindung (N2) N Zählt man das gemeinsame Elektronenpaar jedem Bindungspartner zu, so ist der Oktettzustand erreicht. Eine solche Bindung, die durch gemeinsame Elektronenpaare gekennzeichnet ist, bezeichnet man als Atombindung. Im Falle der Atombindung versteht man unter der Wertigkeit ("Bindigkeit") eines Elements die Zahl der gemeinsamen Elektronenpaare, die ein Atom bilden muß, um in den Oktettzustand zu gelangen. Die Ermittlung der Wertigkeit ist mit Hilfe des Periodensystems möglich. Die elementaren Gase Wasserstoff, Sauerstoff, Stickstoff, sowie die Halogene treten dabei immer als zweiatomige Moleküle auf: H2 O2 N2 F2 Cl2 Br2 I2 Beispiele: Wasserstoff bildet ein gemeinsames Elektronenpaar im H2-Molekül, Wasserstoff ist einwertig. + H H H H H = einwertig: H2 Chlor bildet im Cl2-Molekül oder im HCl-Molekül ein gemeinsames Elektronenpaar Chlor ist einwertig Wasserstoff ist einwertig. H + Cl H Cl H = einwertig; Cl = einwertig: HCl - 7 Sauerstoff bildet im H2O-Molekül zwei gemeinsame Elektronenpaare Sauerstoff ist zweiwertig, Wasserstoff ist einwertig. 2H + O H O H H = einwertig; O = zweiwertig: H2O Stickstoff bildet im N2-Molekül oder im NH3-Molekül drei gemeinsame Elektronenpaare Stickstoff ist dreiwertig, Wasserstoff ist einwertig. 3H + N H N H H = einwertig; N = dreiwertig: NH3 H Kohlenstoff bildet im CH4-Moleküle vier gemeinsame Elektronenpaare Kohlenstoff ist vierwertig, Wasserstoff ist einwertig. H 4H + C H C H H = einwertig; C = vierwertig: CH4 H Die kleinsten Teilchen, die durch eine Atombindung entstehen, sind die Moleküle. Da die Bindungskräfte im wesentlichen nur innerhalb des Moleküls wirken ("gerichtete" Anziehung, s. auch Abb. 3), sind die Kräfte zwischen den Molekülen ziemlich schwach. Verbindungen, die aus Molekülen bestehen, sind daher im Gegensatz zu Verbindungen, die aus Ionengittern aufgebaut sind, meist flüchtig. Tab. 4: Vergleich der Atom- und Ionenbindung Ionenbindung Atombindung Bindungspartner Metall + Nichtmetall Nichtmetall + Nichtmetall Entstehung e-Abgabe bzw. e-Aufnahme Bildung gemeinsamer Elektronenpaare Bindungskräfte ungerichtete Anziehungskräfte gerichtete Anziehungskräfte Kleinste, stabile Teilchen Ionen im Ionengitter Moleküle Stoffeigenschaften hart, spröde, hohe Schmelzpunkte meist flüchtig 4.2 Chemische Reaktionen Unter chemischen Reaktionen versteht man Vorgänge, bei denen sich Stoffe in neue Stoffe mit veränderten Eigenschaften umwandeln. Die Entscheidung, ob tatsächlich eine chemische Reaktion stattgefunden hat, läßt sich durch einen Vergleich der chemischen und physikalischen Eigenschaften zwischen Ausgangsstoffen und Endprodukten feststellen. Entsteht bei einer Reaktion zwischen Elementen eine Verbindung, so spricht man von einer Synthese. 2 H2 + O2 2 H2O 2 Na + Cl2 2 NaCl Wird eine bestehende Verbindung in ihre Elemente zerlegt, so bezeichnet man diesen Vorgang als Analyse. 2 HgO 2 Hg + O2 Reagieren verschiedene Verbindungen unter Bildung von neuen Verbindungen miteinander, dann handelt es sich um eine Umsetzung. Fe2O3 + 3 C 2 Fe + 3 CO Ein wichtiges Kennzeichen für den Ablauf einer chemischen Reaktion ist die Energiebeteiligung. Verläuft eine Reaktion unter Energieabgabe, so spricht man von einer exothermen Reaktion, bei Energieaufnahme von einer endothermen Reaktion. Die Energieänderung wird mit H angegeben, wobei H < 0 die exotherme Reaktion und H > 0 die endotherme Reaktion angibt. Die Angabe der jeweiligen Energieänderung erfolgt in kJ pro umgesetzte Stoffmenge. 4.3 Chemische Formeln und Reaktionsgleichungen 4.3.1 Die chemische Formel Zur Darstellung von chemischen Verbindungen dient die chemische Formel. Die sog. Summenformel gibt dabei alle an der Verbindung beteiligten Elemente in den auftretenden Zahlenverhältnissen an. Diese Zahlenverhältnisse werden - 8 durch tiefgestellte Indexzahlen ausgedrückt, die nach dem Elementsymbol stehen. Eine Zahl vor der Formel stellt einen Faktor dar, der sich auf die Gesamtzahl der vorhandenen Formeleinheiten bezieht. Die Zahl "1" wird dabei gewöhnlich nicht angegeben Beispiele: H2: O2: Ein Wasserstoffmolekül, das aus zwei Wasserstoffatomen besteht. Ein Sauerstoffmolekül, das aus zwei Sauerstoffatomen besteht. 2 H2O: Zwei Wassermoleküle, die aus je zwei H-Atomen und je einem O-Atom bestehen. NaCl: CaBr2: Ein Ionengitter, in dem die Natrium- und Chloridionen im Verhältnis 1 : 1 vorliegen. Ein Ionengitter, in dem die Ca2+ und Br-- Ionen im Verhältnis 1 : 2 vorliegen. Sind am Aufbau einer Verbindung mehrere Elementatome bzw. Ionen beteiligt, so wird dies bei der Benennung der Verbindung durch Vorsetzen griechischer Zahlwörter vor den Namen der jeweiligen Elemente zum Ausdruck gebracht, wobei das Zahlwort "Mono" nur angegeben wird, wenn es zur Unterscheidung von Verbindungen nötig ist. Beispiele: CO Kohlenstoffmonoxid NO2 Stickstoffdioxid CO2 Kohlenstoffdioxid SO2 Schwefeldioxid N2O4 Distickstofftetraoxid SO3 Schwefeltrioxid P2O5 Diphosphorpentoxid CrO3 Chromtrioxid Bei Elementen, die in verschiedenen Wertigkeitsstufen auftreten können, wird diese Wertigkeitsstufe häufig als eingeklammerte römische Zahl hinter dem Elementsymbol angegeben: Beispiele: Eisen(III)-oxid Fe2O3 Eisen(II)-oxid FeO Phosphor(V)-oxid P2O5 Chrom(VI)-oxid CrO3 Neben der Summenformel wird in der Chemie häufig auch die Valenzstrichformel angegeben. Diese Schreibweise eignet sich jedoch nur für Moleküle, nicht dagegen für Ionengitter. Sie findet sich daher vor allem in der organischen Chemie. Jeder Bindungsstrich der Valenzstrichformel stellt dabei ein Elektronenpaar dar. Beispiele: H H C2 H 6 H C Ethan H C C2H2 Ethin C H CH 4 Methan H C H H H H C2H5OH H C Ethanol H C OH H H C H H H 4.3.2 Die Reaktionsgleichung Die Beschreibung chemischer Reaktionen erfolgt mit Hilfe der Reaktionsgleichung. Sie enthält die Ausgangsstoffe, die Reaktionsprodukte und den Energieumsatz ("Wärmetönung"). A + B C Ausgangsstoffe + Endstoffe D H Energieumsatz Das Gesetz von der Erhaltung der Masse besagt, daß bei allen chemischen Vorgängen die Gesamtmasse der Reaktionsteilnehmer unverändert bleibt. Es findet in der chemischen Gleichung dadurch seinen Niederschlag, daß die Zahl der Atomsymbole rechts und links vom Reaktionspfeil gleich sein muß. Das Erstellen von Reaktionsgleichungen erfolgt in zwei Schritten: 1. Angabe der Ausgangsstoffe und Endstoffe 2. Festlegung der Mengenverhältnisse der reagierenden Ausgangsstoffe und entstehenden Endprodukte ("Richtigstellen" der Gleichung). Beispiel: Stickstoff und Wasserstoff verbinden sich zu Ammoniak 1. Schritt: N2 + H2 NH3 Ausgangsstoffe Endstoff - 9 2. Schritt: N2 + 3H2 2NH3 Bei dieser Gleichung ist zu beachten, daß Wasserstoff und Stickstoff, ebenso wie Sauerstoff, Fluor, Chlor, Brom und Iod in elementarer Form als zweiatomige Moleküle vorkommen (s. auch S. 6!) Übungsfragen zu Kapitel 4: 1. Was versteht man unter einem chemischen Vorgang? Wodurch sind alle chemischen Vorgänge gekennzeichnet? 2. Wie bezeichnet man Reaktionen, bei denen die Reaktionsprodukte energieärmer (energiereicher) sind als die Ausgangsstoffe? Wie erfolgt die Angabe dieser Energieänderung? 3. Geben Sie die Summenformeln der folgenden Verbindungen an: Natriumoxid, Aluminiumoxid, Schwefelwasserstoff, Chlorwasserstoff, Methan 4. Was versteht man unter einer Summenformel? 5. Warum muß bei einer chemischen Gleichung die Anzahl der beteiligten Teilchen links und rechts vom Reaktionspfeil gleich groß sein? 6. Ionengitter zeichnen sich durch hohe Schmelzpunkte und große Härte aus. Versuchen Sie diese Eigenschaften zu begründen! 7. Erstellen Sie folgende Reaktionsgleichungen, benennen Sie die Reaktionsprodukte und entscheiden Sie, welche Bindungstypen in den Reaktionsprodukten vorliegen: Magnesium reagiert mit Stickstoff Phosphor reagiert mit Wasserstoff Calcium reagiert mit Chlor Aluminium reagiert mit Sauerstoff Methan verbrennt vollständig mit Sauerstoff Natrium reagiert mit Sauerstoff Wasserstoff reagiert mit Chlor Magnesium reagiert mit Fluor 8. Viele Ionengitter lösen sich in Wasser. Die Ionen werden dabei frei beweglich (= Vorgang der Dissoziation). Erstellen Sie die Dissoziationsgleichungen für folgende Verbindungen: NaCl, CaCl2, AlCl3 Lösungen: 1. Vorgänge, bei denen Stoffänderungen stattfinden. 2. Exotherme Reaktionen (endotherme R.); H, Benennung: kJ pro umgesetzte Stoffmenge. 3. Na2O, Al2O3, H2S, HCl, CH4 4. Sie gibt die Zahlenverhältnisse der am Aufbau einer Verbindung beteiligten Elemente an. 5. Um das Gesetz der Erhaltung der Masse zu erfüllen. 6. Die einzelnen Ionen stehen im Gitter unter der Anziehung der sie allseitig umgebenden entgegengesetzt geladenen Ionen. Diese hohen Anziehungskräfte müssen beim Schmelzen und Verformen überwunden werden. 7. 3Mg + N2 2P + 3H2 Ca + Cl2 4Al + 3O2 CH4 + 2O2 4Na + O2 H2 + Cl2 Mg + F2 Mg3N2 2PH3 CaCl2 2Al2O3 CO2 + H2O 2Na2O 2HCl MgF2 8. NaCl Na+ + ClCaBr2 Ca2+ + 2BrAlCl3 Al3+ + 3Cl- Magnesiumnitrid, Ionenbindung Phosphorwasserstoff, Atombindung Calciumchlorid, Ionenbindung Aluminiumoxid, Ionenbindung Kohlenstoffdioxid, Wasser, Atombindung Natriumoxid, Ionenbindung Chlorwasserstoff, Atombindung Magnesiumfluorid, Ionenbindung. - 10 5. Säuren, Basen und Salze 5.1 Säuren Als Säuren bezeichnet man Wasserstoffverbindungen, die in wäßriger Lösung H +-Ionen abspalten. Das durch die Abspaltung des H+-Ions entstandene negativ geladene Ion bezeichnet man als Säurerestion: H2SO4 2H+ + SO42SchwefelSäurerestion säure (Sulfation) Allgemeine Formel einer Säure: HxR Tab. 3: Die wichtigsten Säuren und ihre Säurereste Formel Säurerest Name der Säure Name des Säurerests Ionenladung d. Säurerests HCl Salzsäure Cl- Chloridion 1- H2SO4 Schwefelsäure SO42- Sulfation 2- HNO3 Salpetersäure NO3- Nitration 1- H3PO4 Phosphorsäure PO43- Phosphation 3- H2CO3 Kohlensäure CO33- Carbonation 2- CH3COOH Essigsäure CH3COO- Acetation 1- Für die Herstellung der Säuren sollen zwei Möglichkeiten genannt werden: - Die Reaktion von Wasser mit Nichtmetalloxiden: H2O + CO2 H2CO3 H2O + SO3 H2SO4 H2O + N2O5 2HNO3 3H2O + P2O5 2H3PO4 Existieren von einem Nichtmetall mehrere Oxide, dann gibt es auch mehrere Säuren verschiedener Zusammensetzung: H2O + SO2 H2SO3 SchwefelSchweflige dioxid Säure H2O + SO3 H2SO4 SchwefelSchwefeltrioxid säure - Die Reaktion von Wasserstoff mit Nichtmetallen (Sauerstofffreie Säuren): H2 + Cl2 2HCl Chlorwasserstoff Bei der direkten Reaktion zwischen Wasserstoff und Chlor entsteht das farblose, stechend riechende Gas Chlorwasserstoff. Die Lösung dieses Gases in Wasser bezeichnet man als Salzsäure. 5.2 Die Basen: Als Basen bezeichnet man Stoffe, die in wäßriger Lösung Hydroxidionen (OH--Ionen) bilden. Die wichtigsten Vertreter sind die Metallhydroxide: - 11 NaOH Natriumhydroxid KOH Kaliumhydroxid Ca(OH)2 Calciumhydroxid Al(OH)3 Aluminiumhydroxid Fe(OH)3 Eisen(III)-hydroxid Ba(OH)2 Bariumhydroxid Die allgemeine Formel eines Metallhydroxids lautet: Men+(OH)n Löst man Hydroxide in Wasser, so entstehen freibewegliche Metallionen und die für die basische Reaktion verantwortlichen Hydroxidionen: NaOH Na+ + OH- Die Lösung eines Hydroxids in Wasser bezeichnet man als Lauge. Allerdings lösen sich nur relativ wenige Metallhydroxide in Wasser, so daß es von allen Metallen die zugehörigen Hydroxide, aber nicht unbedingt die entsprechenden Laugen gibt. Für die Löslichkeit der Hydroxide ergibt sich folgende Faustregel: Hydroxide der I. Hauptgruppe: leicht löslich II. Hauptgruppe: mäßig löslich III. Hauptgruppe und Hydroxide der Nebengruppenmetalle: schwer bis sehr schwer löslich. Eine Base stellt auch der Ammoniak dar, da er mit Wasser OH--Ionen bildet: NH3 + H2O NH4+ + OHAmmoniak Ammonium- Hydroxidion ion Für die Herstellung der Basen kommen folgende Möglichkeiten in Betracht: Lösliche Hydroxide: - Die Reaktion der Metalloxide der I. und II. Hauptgruppe mit Wasser: Na2O + H2O + H2O CaO 2NaOH Natronlauge Ca(OH)2 Calciumlauge oder "Kalkwasser" - Die direkte Reaktion der Metalle der I. und II. Hauptgruppe mit Wasser: 2Na + 2H2O 2NaOH + H 2 Ca + 2H2O Ca(OH)2 + H2 Nach dem Eindampfen der gebildeten Lösungen erhält man die entsprechenden Hydroxide. Unlösliche Hydroxide: Bringt man lösliche Salze der entsprechenden Metalle mit Natronlauge zusammen, so entstehen die unlöslichen Hydroxide als gallertige, stark wasserhaltige Niederschläge: AlCl3 + 3NaOH CuCl2 + Ca(OH)2 Al(OH)3 + 3NaCl Cu(OH)2 + CaCl2 5.3 Die Indikatoren Zum Erkennen von Säuren und Basen verwendet man Indikatoren. Man versteht darunter Stoffe, die durch Farbumschläge die saure bzw. basische Reaktion einer Lösung anzeigen. Beispiele bekannter Indikatoren sind Lackmus und Phenolphthalëin: Indikator Farbe im sauren Bereich Farbe im neutralen Bereich Farbe im basischen Bereich Lackmus rot violett blau Phenolphtalëin farblos farblos rotviolett - 12 5.4 Die Salze Als Salze bezeichnet man Verbindungen aus Metallionen und Säurerestionen. Aus diesem Aufbau (Ionengitter) ergeben sich für die Stoffgruppe bestimmte charakteristische Eigenschaften: - große Härte und Sprödigkeit - hohe Schmelz- und Siedepunkte (schwerflüchtig) - Nichtleiter im festen, elektrischer Leiter im flüssigen und in gelöstem Zustand. Die allgemeine Formel eines Salzes lautet: (Men+)m(Rm-)n Die Formeln der Salze ergeben sich somit aus der Ladung der Metallionen und der Säurerestionen, wobei die Summe der Ionenladungen Null ergeben muß. Beispiele: Name des Salzes Metallion Säurerestion Summenformel Natriumchlorid Na+ Cl- NaCl Magnesiumchlorid Mg2+ Cl- MgCl2 Calciumsulfat Ca2+ SO42- CaSO4 Kaliumnitrat K+ NO3- KNO3 Calciumphosphat Ca2+ PO43- Ca3(PO4)2 Eisen(II)-chlorid Fe2+ Cl- FeCl2 Eisen(III)-sulfat Fe3+ SO42- Fe2(SO4)3 Tabelle 4: Überblick über einige wichtige Salze Name Definition Beispiele Chloride Salze der Salzsäure NaCl, CaCl2, AlCl3 Sulfate Salze der Schwefelsäure Na2SO4, CaSO4, Al2(SO4)3 Nitrate Salze der Salpetersäure NaNO3, Ca(NO3)2, Al(NO3)3 Carbonate Salze der Kohlensäure Na2CO3, CaCO3, Al2(CO3)3 Phosphate Salze der Phosphorsäure Na3PO4, Ca3(PO4)2, AlPO4 Acetate Salze der Essigsäure CH3COONa, (CH3COO)2Ca, (CH3COO)3Al 5.5 Die Salzbildung Die bekannteste Möglichkeit zur Herstellung von Salzen ist die Neutralisation. Vermischt man eine Säure mit einer Lauge, so reagieren die Säurewasserstoffionen mit den Hydroxidionen zu Wasser. H+ OH- H2O Bringt man chemisch gleichwertige Lösungen von Säuren und Laugen, d.h. Lösungen mit der gleichen Anzahl von H+und OH--IIonen zusammen, so reagiert die entstehende Lösung neutral. NaOH + HCl + H2O + NaCl Natriumchlorid - 13 2KOH + H2SO4 2 H2 O + Ca(OH)2 + 2 HNO3 2 H2 O + K2SO4 Kaliumsulfat Ca(NO3)2 Calciumnitrat + Bei Säuren mit mehreren Säurewasserstoffen können die enthaltenen H -Ionen auch stufenweise neutralisiert werden. Es entstehen dabei die Hydrogensalze. + H3PO4 H2O + NaH2PO4 Natriumdihydrogenphosphat 2NaOH + H3PO4 2H2O + Na2HPO4 Natriumhydrogenphosphat NaOH H3PO4 2H2O + Na3PO4 Natriumphosphat Bei der Erstellung der Formeln der Hydrogensalze ist zu beachten, daß die noch vorhandenen Säurewasserstoffe die Ladung des Säurerests verändern. 3NaOH + Tab. 5: Die Hydrogensalze einiger Säuren Säure Säurerestion Salzformel Name des Salzes H3PO4 PO43HPO42H2PO4- Na3PO4 Na2HPO4 NaH2PO4 Natriumphosphat Natriumhydrogenphosphat Natriumdihydrogenphosphat H2SO4 SO42HSO4- Na2SO4 NaHSO4 Natriumsulfat Natriumhydrogensulfat H2CO3 CO32HCO3- Na2CO3 NaHCO3 Natriumcarbonat Natriumhydrogencarbonat Weitere Möglichkeiten zur Salzbildung: - Säure + 2HCl + H2SO4 + Salz Zn ZnCl2 Mg MgSO4 + H2 Salz + Wasser unedles Metall Wasserstoff + H2 - Säure + 2HCl + MgO MgCl2 + H2O H2SO4 + CuO CuSO4 + H2O Salz - Metall + Metalloxid + Nichtmetall 2Na + Cl2 2NaCl Zn + S ZnS Übungsfragen: 1. Was versteht man unter einer Säure? Welche Herstellungsmöglichkeiten einer Säure kennen Sie? 2. Was versteht man unter einer Base? Welche Möglichkeiten zur Herstellung einer Base kennen Sie? 3. Zu einer unbekannten Flüssigkeit gibt man Phenolphthalëin. Es tritt daraufhin ein Farbumschlag nach rotviolett ein. Welche Schlußfolgerung ergibt sich daraus? 4. Erstellen Sie die Reaktionsgleichungen für die Bildung folgender Stoffe: Schwefelsäure, Salzsäure, Natriumhydroxid, Aluminiumhydroxid, Phosphorsäure. 5. Erstellen Sie folgende Reaktionsgleichungen und benennen Sie die Reaktionsprodukte: Kalium reagiert mit Wasser Bariumoxid reagiert mit Wasser. Eisen(III)-chlorid reagiert mit Kalilauge Kohlenstoffdioxid reagiert mit Wasser Schwefeldioxid reagiert mit Wasser. 6. Was versteht man unter einem Salz? Nennen Sie die charakteristischen Eigenschaften der Salze und geben Sie vier Möglichkeiten für ihre Herstellung an! - 14 7. Was versteht man unter einem Chlorid, Sulfat, Nitrat, Carbonat? 8. Erstellen Sie die Formeln folgender Salze: Natriumcarbonat, Kaliumsulfat, Ammoniumchlorid, Aluminiumphosphat, Calciumnitrat, Magnesiumcarbonat, Aluminiumnitrat, Kaliumphosphat, Ammoniumcarbonat! 9. Was versteht man unter Hydrogensalzen? 10. Geben Sie die Formeln folgender Hydrogensalze an: Calciumhydrogensulfat, Kaliumhydrogencarbonat, Natriumhydrogenphosphat, Calciumhydrogencarbonat, Calciumdihydrogenphosphat, Ammoniumhydrogensulfat. 11. Erstellen Sie folgende Reaktionsgleichungen und benennen Sie die entstehenden Stoffe: Kalilauge reagiert mit Salzsäure Aluminiumhydroxid reagiert mit Schwefelsäure Calciumhydroxid reagiert mit Salpetersäure Aluminiumoxid reagiert mit Salpetersäure Calcium reagiert mit Fluor Kupfer(II)-oxid reagiert mit Salzsäure Aluminium reagiert mit Chlor Es soll Eisen(III)-hydroxid hergestellt werden Eine wäßrige Lösung von Ammoniak reagiert mit Schwefelsäure Lösungen: 3. Es handelt sich um eine basisch reagierende Lösung. + 2 H2 O 2KOH BaO + H2O Ba(OH)2 FeCl3 + 3KOH Fe(OH)3 + H2O + CO2 H2CO3 H2O + SO2 5. 2 K + H2 Kalilauge, Wasserstoff Bariumlauge ("Barytwasser") 3KCl Eisen(III)-hydroxid, Kaliumchlorid Kohlensäure H2SO3 schweflige Säure 6. Chlorid = Salz der Salzsäure, R = Cl , Sulfat = Salz der Schwefelsäure, R = SO42-, Nitrat = Salz der Salpetersäure, R = NO3-, Carbonat = Salz der Kohlensäure, R = CO32-. 8. Na2CO3, K2SO4, NH4Cl, AlPO4, Ca(NO3)2, MgCO3, Al(NO3)3, K3PO4, (NH4)2CO3 9. Salze, deren Säurerest noch Säurewasserstoff enthält. 10. Ca(HSO4)2, KHCO3, Na2HPO4, Ca(HCO3)2, Ca(H2PO4)2, NH4HSO4. 11. KOH 2Al(OH)3 + HCl + + Kcl Kaliumchlorid 3H2SO4 6H2O + Al2(SO4)3 Aluminiumsulfat Ca(OH)2 + 2HNO3 2H2O + Ca(NO3)2 Calciumnitrat Al2O3 + 6HNO3 3H2 + 2Al(NO3)3 Aluminiumnitrat Ca + F2 CaF2 CuO + 2HCl H2O 2Al + 3Cl2 2AlCl3 FeCl3 + 3NaOH Fe(OH)3 + 3NaCl (NH4)2(SO4) + 2H2O 2NH4+ + 2 OH- + H2SO4 t H2O Calciumfluorid + CuCl2 Kupfer(II)-chlorid Aluminiumchlorid Ammoniumsulfa
