Grundwissenkatalog Chemie 9. Klasse im MNG

Feodor Lynen Gymnasium Planegg
Fachschaft Chemie
Grundwissenkatalog Chemie
9. Klasse im MNG
Hinweise:
1. Der GWK ist keine Konkurrenz zu bestehenden Lexika (z.B. „Schülerduden – Chemie“;
bibliographische Institut) ; er soll vielmehr das für den unmittelbaren Chemieunterricht
im mathematisch – naturwissenschaftlichen Gymnasiums notwendige Grundwissen zum
Nachschlagen und Lernen bereitstellen. Aus diesem Grund ist der GWK nicht alphabetisch,
sondern nach Lernbereichen (siehe Stoffplan) geordnet.
2. Er stellt, was seinen Inhalt betrifft,- eine für die jeweilige Jahrgangsstufe verbindliche Zusammenstellung des Grundwissens dar, unabhängig von der Vorgehensweise der Lehrkraft. Die Begriffe können also in Rechenschaftsablagen vorkommen! Außerdem soll die
Lehrkraft der nächst folgenden Jahrgangsstufe darauf aufbauen können.
3. Aus Gründen der Übersichtlichkeit und überschaubarer Kopienzahlen sind Tabellen,
Diagramme und Ableitungen nicht angegeben. Es erfolgt aber immer ein Querverweis auf
die Seitenzahlen des gerade verwendeten Lehrwerkes. Auch Beispiele sind auf ein Mindestmaß reduziert. Die momentanen Seitenverweise beziehen sich auf „Stoffe – Reaktionen – Energie – Umwelt“; C1, C2, C3; Buchner – Verlag Bamberg (weiße Reihe).
4. Im Anschluss an einen Begriff wird das im deutschsprachigen Raum oder durch die
Nomenklatur festgelegte Symbol dargestellt.
5. Der GWK ist offen gestaltet. Es werden neue Begriffe mit aufgenommen bzw. durch
neue Lehrpläne notwendige Veränderungen werden mit berücksichtigt.
6. Die verwendete Sprache zur Erklärung der Fachbegriffe richten sich an der jeweiligen
Jahrgangsstufe aus.
© Gla; 2002
Stoffverteilungsplan 9. Klasse Chemie MNG:
2
1. Abgrenzung: Physik - Chemie
2. Vom Stoffgemisch zum Element
- Gemenge - Trennverfahren
- Reinstoffe (Verbindungen und Elemente)
- Analyse - Synthese
- Zusammenfassung
3. Gesetze chem. Reaktionen
- Die Verbrennung
- „Gesetz von der Erhaltung der Masse“
- Die 2 Verbindungsgesetze
4. Untersuchung der Luft
- Quantitative Bestimmung der Hauptbestandteile
- Darstellung und Eigenschaften von Sauerstoff
- Oxidationen (Säuren - Laugen)
- Verbrennungen in reinem Sauerstoff
- Langsame und schnelle Oxidationen (Explosion)
5. Stöchiometrie I
- Die atomare Masseneinheit: 1u
- Die Einheit der Stoffmenge: 1mol
- Berechnungen (bei gegebenen Formelgleichungen)
6. Die Untersuchung des Wassers
- Quantitative Analyse (Elektrolyse)
- Die Ableitung der Formel H2O
- Die Existenz zweiatomiger Gase
- Aufstellen und Ausgleichen von Formelgleichungen
- Darstellung und Eigenschaften von Wasserstoff
- Weitere Reduktionen
- Der Hochofenprozeß
7. Stöchiometrie II
- Das Molvolumen: VM
- Rechnungen mit Formelgleichungen
- Die „stöchiometrische Wertigkeit“ - Aufstellen von Formeln
8. Die Triebkraft chemischer Reaktionen
- Bildungs- und Reaktionsenthalpie (Berechnungen)
- Die Entropie
9. Der Atombau
- Das PSE und seine Gesetzmäßigkeiten
- Geschichte - Allgemeines
10. Die Salze
- Definition der Stoffgruppe
- Die Salzbildungsarten (experimentell)
- Die Energiebeteiligung bei der Salzbildung
- Das Ionengitter - der Kristall
Zu 1.
3
Physik: Lehre von den Kräften und Energien, die auf Objekte wirken.
Chemie: Lehre von den Stoffen und den Stoffumwandlungen.
Zu 2.
Aggregatszustände (AZ)
Leicht erkennbare Zustandsformen der Materie, die im Wesentlichen durch Dichte und
Beweglichkeit der Teilchen bestimmt werden: Fest, flüssig, gasförmig
Übergänge zwischen den AZ
gasförmig
r
s
e
u
kondensieren
s
b
u
l
sieden
b
i
l
m
flüssig
i
i
m
e
i
r schmelzen
e
e
r
n
erstarren
e
n
fest
Heterogenes Gemenge
Gemenge, dessen Bestandteile (= Komponenten) mit dem Auge oder dem Mikroskop erkannt
werden können. (z.B. sandhaltiges Wasser; Granit)
Homogenes Gemenge
Gemenge, dessen Komponenten weder mit dem Auge noch mit dem Mikroskop erkannt
werden können. (z.B. Echte Lösungen ( ): z.B. Zucker im Kaffee)
(Physikalische) Lösung
Werden die Teilchen des Lösestoffes von den Teilchen des Lösemittels so umgeben, dass
Homogenität (= Gleichartigkeit; hier: Ununterscheidbarkeit) eintritt, dann liegt eine
(physikalische; echte) Lösung vor.
Heterogene Gemenge, geordnet nach AZ
K2
fest
flüssig
gasförmig
K1
fest
flüssig
gasförmig
Gemenge
Suspension
(z.B. Sand / Wasser)
Emulsion
(z.B. Öl/ Wasser)
Rauch
Nebel (Aerosol)
Gemenge
4
Physikalische Trennmethoden der Komponenten eines Gemenges
a) Absorption (lat.: absorbere: aufsaugen)
Physikalisch – chemisches Trennverfahren für flüssige und gasförmige Stoffgemenge. Teilchen von Komponenten binden sich unterschiedlich fest an meist porösen Oberflächen von
Feststoffen. (Zur weiteren Trennung erfolgt Dekantieren und Desorption.) (z.B. der Farbstoff
des Rotweins haftet an zugegebener Aktivkohle)
a) Chromatographie (gr.: : Farbe "!
Physikalisch – chemisches Trennverfahren für flüssige und gasförmige Stoffgemenge. Dabei
wird die unterschiedliche Wanderungsgeschwindigkeit der Komponenten eines Gemenges
ausgenutzt, wenn dieses mit der mobilen Phase (Flüssigkeit, Gas) an der stationären Phase
(Feststoff, Flüssigkeit) vorbeitransportiert wird.
Sonderfälle: PC = Papierchromatographie; DC = Dünnschichtchromatographie; GC = Gaschromatographie; HPLC = high pressure liquid chromatography)
b) Dekantieren (fr.: décanter: abgießen)
Physikalischen Trennverfahren für Emulsionen und Suspensionen. Die leichtere Komponente
kann abgegossen werden. Eine Verbesserung dieses Verfahrens gelingt mit dem Scheidetrichter.
c) Destillation (lat.: destillare : herabtröpfeln)
Physikalisch – chemisches Trennverfahren für flüssige Stoffgemenge. Dabei wird die unterschiedliche Siedetemperatur (bei NB) der Komponenten ausgenutzt. (# ) Destillationsapparatur. (z.B. Trennung Alkohol von Wasser = „Schnapsbrennen“)
d) Sedimentation (lat.: sedimentum: das Ablagelagerte)
Pysikalisches Trennverfahren für Emulsionen und Suspensionen. Trennung durch Absetzen
der schwereren oder unlöslichen Komponente auf dem Gefäßboden. (Gravitationskraft) (z.B.
Trennung vonGoldflimmer (unten) vom Sand (weiter oben))
e) Zentrifugation $"%&(')+* , - . /021 34568795;:<:=6+>?@A:CB3+D EF6G63+D"? 562H62IJ
Sedimentation mit Hilfe der Zentrifugalkraft. (Gerät: Zentrifuge) (z.B. Trennung von roten
Blutkörperchen (unten) vom Blutplasma (oben))
f) Magnettrennen
Trennung ferromagnetischer Komponenten von nichtmagnetischen Komponenten. (z.B.
Trennung des Eisens vom Alu in Recyclinganlagen)
Reinstoff
Stoffe, die durch physikalische Trennmethoden nicht mehr in Komponenten zerlegbar sind.
Es sind Verbindungen (K ) oder Elemente (K ). Kriterium für Reinstoffe: Konstante
physikalische Stoffkonstanten. (z.B. Schmelz- und Siedepunkt)
Element (lat: elementum; Grundstoff)
Ein Reinstoff, der weder physikalisch noch chemisch weiter zerlegt werden kann heißt
Element.
Man unterscheidet 3 große Gruppen: Nichtmetalle (=NiMe) (z.B. Schwefel (S)), Halbleiter
(z.B. Silicium (Si)) und Metalle (= Me)(z.B. Gold (Au)) .(Zur Zeit gibt es 112 bekannte
Elemente, 92 in der Natur vorkommende, 20 künstlich hergestellte.)
5
Atom LNMOQPSRT UWVUX YSZ[+\=]_^`badc_egf
Die kleinsten Teilchen eines Elementes, die noch die Eigenschaften des Elementes aufweisen,
heißen Atome.
Verbindung
Ein Reinstoff, der aus mehreren Elementen aufgebaut ist, heißt Verbindung (z.B. Kupfersulfid)
Molekül (lat: molecula; kleine Masse)
Die kleinsten Teilchen einer Verbindung, die noch die Eigenschaften dieser Verbindung
aufweisen, heißen Moleküle. (z.B. H2O; CO2; C6H12O6 etc.)
Analyse (gr: h+ih j+k lml ; Auflösung eines Ganzen)
Zerlegung einer Verbindung (d.h. der Moleküle) in Verbindungen mit kleineren Molekülen
oder in Elemente.(z.B. CuS n Cu + S)
a) Thermolyse: Analyse durch Zufuhr von Wärmeenergie.
b) Elektrolyse: Analyse durch den elektrischen Strom.
c) Photolyse: Analyse mittels des Lichtes.
Synthese oNpqrSs tSuvw_xyz {S|~}€2‚ƒ‚…„2†"‡=„2ˆ‰ˆb}d†Š‹
Erzeugung einer Verbindung (d.h. der Moleküle) aus den Elementen oder Verbindungen mit
kleineren Molekülen. (z.B. Cu + S Œ CuS )
Chemische Reaktion
Vorgang, bei dem Ausgangsstoffe ( = Edukte) zu Endstoffen ( = Produkte) umgesetzt werden,
die nachweislich andere Stoffeigenschaften aufweisen.
a) Edukt:
Ausgangsstoff
b) Produkt:
Endstoff
c) Umsetzung: Einfache Umsetzung: AB + C Œ
Doppelte Umsetzung: AB + CD Œ
A + BC
AC + BD
Zu 3.
Verbrennung
Eine chemische Reaktion, bei der unter Luftverbrauch neben stofflichen Produkten Wärme
oder Wärme und Licht entsteht, heißt Verbrennung.
Aktivierungsenergie (EA) (lat: activus; tätig)
Diejenige Energie (in kJ / mol), die Edukten zugeführt werden muss, damit die chemische
Reaktion eintritt.
Katalysator NŠŽ d‘’“‘•”S–d—˜™ š›œdžgŸ ösung)
Chemischer Stoff, der die Geschwindigkeit chem. Reaktionen erhöht, ohne dabei selber
umgesetzt zu werden.
- aktiver Katalysator: Wird in die Reaktion eingeschleust und am Ende der Reaktion wieder
gebildet. (z.B. Protonen aus der konz. Schwefelsäure in der Estersynthese)
- passiver Katalysator: An seiner Oberfläche läft die Reaktion schneller ab. (z.B. Braunstein
(MnO2) bei der Sauerstoffentwicklung aus Wasserstoffperoxid)
6
Kalkwasserprobe (NR)
Ein sich bildender weißer Niederschlag im Kalkwasser zeigt eingeleitetes Kohlendioxid
(CO2) an.
„Gesetz von der Erhaltung der Masse“
Bei chemischen Reaktionen ist die Summe der Massen der Edukte so groß wie die Summe
der Massen der Produkte.
(Hinweis: Wegen der EINSTEIN’schen Masse – Energie Beziehung spricht man besser von
„..Summe aus Masse und Energie“..)
„1. Verbindungsgesetz“ = „Gesetz der konstanten Proportionen“
In jeder chemischen Verbindung stehen die Massen der beteiligten Elemente in einem festen
naturgegebenen Verhältnis kleiner ganzer Zahlen.
(z.B. im CuO gilt: m(Cu) : m(O) = 4:1 )
„2. Verbindungsbgesetz“ = „Gesetz der multiplen Proportionen“
Bilden Elemente miteinander verschiedene Verbindungen, dann stehen die Massen des einen
Elementes, die sich mit gleichen Massen des anderen Elementes verbinden, im Verhältnis
kleiner ganzer Zahlen.
z.B. Im FeS: m(Fe) : m(S) = 1 . 0,57
im FeS2 m(Fe) : m(S) = 1 . 1,15 ⇒ m( S in FeS ) : m( S in FeS2 ) = 0,57 : 1,15 = 1 : 2
“Gesetz der konstanten Volumenverhältnisse”
Bei Gasreaktionen stehen die Volumina von Edukten und Produkten im Verhältnis kleiner
ganzer Zahlen.
z.B. 3 H2 + N2 2 NH3 d.h. V(H2) : V(NH3) = 3 : 2
Zu 4.
Indikator (lat: indicare; anzeigen)
Ein Indikator ist ein Soff, der durch eine Farbänderung anzeigt, ob eine Lösung sauer,
neutral oder basisch (= laugenartig) ist.
Indikator
Farbe im Sauren
Farbe im Neutralen Farbe im Basischen
Bromthymolblau
gelb
grün
blau
Lackmus
rot
violett
blau
(Hinweis: Die Begriffe sauer und laugenartig sind umgangssprachlich und beschreiben den
Eindruck den man hat, wenn eine entsprechende Lösung die Geschmackszellen der Zunge
berührt.)
Sauerstoff (lat: oxygenium; Symbol: O)
„Der Stoff der Luft, der nach Umsetzung mit einem Nichtmetall, reines Wasser sauer macht.“
(E: C1, S ; kleinste Teilchen: O2 – Moleküle!)
- Darstellung:
a) Labor : Thermolyse (¡ ) sauerstoffhaltiger Verbindungen
E
z.B. Quecksilberoxid 
→
Quecksilber + Sauerstoff
E
Kaliumnitrat

→ Kaliumnitrit + Sauerstoff
b) Industrie: Destillation von flüssiger Luft.
- NR: „Glimmspanprobe“: Glimmt ein rotglühender Buchenholzstab stark auf, wenn man
ihn ins Probegas hält, dann zeigt dies Sauerstoff an.
7
Stickstoff (lat: nitrogenium: Symbol: N)
„Der St off der Luft, der nach Verbrauch des Sauerstoffs die Kerzenflamme erstickt.“
(E: C1, S ; kleinste Teilchen: N2 – Moleküle)
Luft
Luft ist ein Gemenge verschiedener natürlicher Gase sowie von Stoffen die vom Menschen
eingetragen werden.
Stoff
Volumenprozent
Siedepunkt in °C
Stickstoff
78,09 %
- 192
Sauerstoff
20,90 %
- 183
Argon
0,92 %
- 186
Weitere Edelgase
<1 %
Kohlendioxid
≈ 0,03 %
Anorg. Eintr. (Kohlendioxid;
Schwefeldioxid; Stickoxide; ...)
Organ. Eintr. (Kohlenwasserstoffe;
ca. 3000 vesch. Stoffe)
Flüssige Luft
Durch extremes Abkühlen von Luft erhältliches flüssiges Gemenge obiger Zusammensetzung.
Durch Destillation kann man die einzelnen Komponenten erhalten. (erst Stickstoff, dann
Argon, dann Sauerstoff!)
Oxidation (1. Fassung)
Eine Oxidation ist eine chem. Reaktion, bei der ein Atom oder ein Molekül eines oder mehrere Sauerstoffatome bindet.
(z.B. 2 Fe + 3 O2 ¢ 2 Fe2O3 ; 2 CO + O2 ¢ 2 CO2)
Binäre Verbindungen
Verbindungen, die nur aus zwei verschiedenen Elementen betehen. Ihre Namen enden auf -id.
- Oxide (Allg. ExOy: CO2; NO; Na2O; XeO4 …)
- Hydride (Allg. ExHy: HCl; H2O; BH3 ; CH4; …)
- Sulfide (Allg. ExSy: FeS; FeS2; CuS; H2S; …)
analog: Nitride, Phosphide, Silicide, …
Säuren (1. Fassung)
Stoff, der sauer schmeckt und dessen wässrige Lösung mit unedlen Metallen Wasserstoff
bildet. Alle Säuremoleküle enthalten gebundenen Wasserstoff.
- Darstellung
NiMe-Oxid + Wasser £ Säure
z.B.
Wortgleichung
Formelgleichung
Kohlendioxid + Wasser ¤ Kohlensäure
CO2 + H2O ¤ H2CO3
Schwefeldioxid + Wasser ¤ Schwefelige Säure
SO2 + SO2 ¤ H2SO3
Schwefeltrioxid + Wasser ¤ Schwefelsäure
SO3 + SO3 ¤ H2SO4
Tetraphosphordekaoxid + Wasser ¤ Phosphorsäure
P4O10 + 6 H2O ¤ 4 H3PO4
Hinweis: Auf diese Art können nur sauerstoffhaltige Säuren hergestellt werden. (Andere siehe
GWK 10)
- NR: Farbänderung eines Indikators
8
Anhydrid
(Falsche aber gebräuchliche) Bezeichnung für den Stoff, der zusammen mit Wasser die Säure
bildet. (Also: CO2; SO2; SO3; P4O10; …)
Laugen (1. Fassung)
Stoffe, die laugenartig (= seifig) schmecken.
- Darstellung
Me-Oxide (unedler Metalle) + Wasser ¥ Laugen
z.B.
Wortgleichung
Natriumoxid + Wasser ¦ Natriumlauge (=“Natronlauge“)
Kaliumoxid + Wasser ¦ Kaliumlauge (= „Kalilauge“)
Calziumoxid + Wasser ¦ Calziumlauge (=“Kalkwasser“)
Formelgleichung
Na2O + H2O ¦ 2 NaOH
K2O + H2O ¦ 2 KOH
CaO + H2O ¦ Ca(OH)2
Hinweis: 1. Auf diese Art können nur die sauerstoffhaltigen Laugen hergestellt werden.
2. Schwermetalloxide (CuO; Fe2O3 ; ..) reagieren i.d.R. nicht mit Wasser.
- NR: Farbäderung eines Indikators.
Langsame Oxidation
Oxidation, bei der das Produkt Oxid nur langsam entsteht.
z.B. Rosten (Eisen (III)oxid); „Innere Atmung“ (Kohlendioxid ); ..
Explosion (lat: explosio; Volumenvergrößerung mit Knall)
Extrem schnell ablaufende Oxidation, bei der große Energien frei werden und große Gasvolumina entstehen.
z.B. Explosion von TNT; Knallgasexplosion (§ );..
Exotherme Reaktion
Chem. Reaktion, bei der Energie (meist Wärmeenergie) frei wird. ((§ ) Nr.8)
Endotherme Reaktion
Chem. Reaktion, bei der zum Aufrechterhalten ständig Energie (meist Wärmeenergie) zugeführt werden muss.
Zu 5:
Massenspektrograph
Pysikalisches Gerät, mit dem man die Massen von Atomen exakt bestimmen kann.
Die „atomare Masseneinheit“: 1u (engl: unit; Einheit)
1u : = 1/12 der Masse eines 12C - Atoms
Hinweis: Die Maßzahlen der Atommassen sind im PSE ablesbar!
z.B. m(eines Mg-Atoms) = 24 u
Die „Stoffmengeneinheit“: 1 mol
1 mol : = NA Teilchen (= Moleküle, Atome,..) einer gleichen Sorte
dabei ist:
AVOGADRO-Konstante: NA = 6,023. 1023 ( ¨ © )
9
Die „Molmasse“: M
Die Masse eines mols Teilchen heißt Molmasse.
Hinweis: 1. [M] = g/mol
2. Die Maßzahlen der Molmassen der Elemente sind die gleichen wie die der Atommassen und sind aus dem PSE ablesbar!
z.B. M(MG) = 24 g/mol
Die “Stoffmenge”: n
m
Def.: n :=
M
Hinweis: 1. [n] = mol
(Quotient aus Masse und Molmasse)
z.B. Wie groß ist die Stoffmenge von 100 g Schwefel?
n=
Die Teilchenzahl: N
N = n ⋅ NA
z.B. Wieviele Schwefelatome sind in 100g Schwefel?
24
N = n ⋅ N A = 3,125mol ⋅ 6,023 ⋅ 1023 mol −1 = 1,88 ⋅ 10
m
100 g
=
= 3,125mol
g
M
32
mol
Die chemische Gleichung:
- Index:
Tiefgestellte Zahl nach einem Atomsymbol, die angibt, wie oft das Atom im
Molekül (oder in der Formeleinheit) enthalten ist.
- Koeffizient: Zahl vor einem Atom oder Molekül, die angibt wie oft das Atom oder das
gesamte Molekül vorhanden ist (wie ein Faktor!)
- Ausgleichen: Die Summe der Atome eines Elementes auf der Eduktseite muß so groß sein,
wie die Summe der Atomes dieses Elementes auf der Produktseite. (Grund:
„Gesetz von der Erhaltung der Masse“ !) Die Edukte und Produkte müssen bekannt sein !!
z.B.
P4O10 +
H2O ª
H3PO4
Im ersten Edukt sind bereits 4 Phosphoratome, die nach der Reaktion ausschließlich in
Phosphorsäure wiederzufinden sind, daher müssen 4 Phosphorsäuremoleküle entstehen
P4O10 +
H2O ª
4
H3PO4
In den nun 4 vorhandenen Phosphorsäuremolekülen sind insgesamt 12
Wasserstoffatome vorhanden, die ausschließlich vom Wasser kommen können. Daher
müssen auf der Eduktseite 6 Moleküle Wasser eigesetzt werden!
.
P4O10 +
6
H2O ª
4
H3PO4
Hinweis: 1. Der Koeffizient 1 wird (wie in der Mathematik) nicht geschrieben!
2. Jeder Klasslehrer gibt ein Übungsblatt dazu aus!
Aussagen einer chemischen Gleichung:
3 Ca
3 Atome Ca
3 mol Ca
+ 2P
+ 2 Atome P
+ 2 mol P
ª
ª
«
1 Ca3P2
1 Molekül Ca3P2
1 mol Ca3P2
10
3. M(Ca)
3. 40 g/mol (Ca)
120 g (Ca)
+ 2. M(P)
+ 2. 31 g/mol (P)
+ 62 g (P)
¬
¬
¬
1. M(Ca3P2 )
1. 182 g/mol (Ca3P2)
182 g (Ca3P2)
Berechnungen bei chem. Gleichungen
- Massenprozentangaben:
w=
Masse eines Teils
Masse des Ganzen
d.h. w =
mt
⋅ 100%
mg
(Beachte: 100% = 1 )
z.B. Berechne die Massenprozent an Phosphor im Ca3P2.
m
62 g
w = t ⋅ 100% =
⋅ 100% = 0,340.. ⋅ 100% = 34,0%
mg
182 g
- Stöchiometrische Rechnungen
Hinweis: 1. Die Behandlung erfolgt heutzutage ausschließlich über Größengleichungen.
2. Reihenfolge bei Größengleichungen:
1. Die ausgeglichene Reaktionsgleichung aufstellen.
2. Aus der gegebenen Größe die zugehörige Stoffmenge ermitteln.
3. Das Stoffmengenverhältnis zwischen gegebenem und gesuchtem Teilchen aus
der RG ermitteln.
4. Die Stoffmenge der gesuchten Teilchens berechnen.
5. Die gesuchte Größe aus der Stoffmenge berechnen.
z.B. Welche Masse an Phosphor benötigt man um 100 g Calziumphosphid (Ca3P2) herzustellen?
1. RG
3 Ca + 2 P ¬
Ca3P2
2. n(Ca3P2)
m
100g
n= =
= 0,559 mol
M 182g/mol
3. n(Ca3P2) : n(P)
n(Ca 3 P2 ) 1
=
n(P)
2
4. n(P)
n(P) = 2 ⋅ n(Ca 3 P2 ) = 2 ⋅ 0,559 mol = 1,12 mol
5. m(P)
m(P) = n. M = 1,12 mol . 31 g/mol = 34,7g
11
Zu 6:
„AVOGADRO’sche Hypothese“
In gleichen Gasvolumina befinden sich – bei gleichen äußeren Bedingungen – gleichviele
Teilchen.
Zweiatomige Moleküle
Alle gasförmigen Elemente – mit Ausnahme der Edelgase und der Metalldämpfe – besitzen zweiatomige Moleküle. (z.B. H2; O2; N2; Cl2; ..)
Wasserstoff (H: Hydrogenium)
Element, das bei Oxidation Wasser bildet.
(E: C1-S)
- NR: „Knallgasprobe“: Fängt man das zu untersuchende Gas mit einem nach unten
geöffneten RG auf und bringt man es über eine B.Br.-Flamme, dann zeigt ein
leichter Knall die Anwesenheit von Wasserstoff an.
- Darstellung:
a) Labor:
Unedles Me + Säure ­ Salz + Wasserstoff
b) Industrie: Aus der Erdölchemie („Raffinerieen“)
Reduktion (1. Fassung)
Chem. Reaktion, bei der einer Verbindung ein oder mehrere Atome Sauerstoff durch
einen Reaktionspartner weggenommen werden.
z.B. H2O + Mg ® MgO + H2 ¯
Redoxreaktion
Kombinierte chem. Reaktion, bei der eine Oxidation und eine Reduktion gleichzeitig abläuft.
z.B. Ox:
2 Mg + O2 ® 2 MgO
®
Red:
2 H2O
2 H2 + O2
_____________________________
R:
Mg + 2 H2O ® 2 MgO + O2
Oxidationsmittel (OxM) (1. Fassung)
Sauerstoffhaltige Verbindung, die in der Lage ist, andere Stoffe zu oxidieren. (z.B. H2O,)
Reduktionsmittel (RedM) (1. Fassung)
Element oder Verbindung, die in der Lage ist, von OxM oxidiert zu werden. (z.B. Mg)
Hochofenprozess ( = Roheisendarstellung)
Industrieller chemischer Prozess, bei dem aus den Edukten Eisenerz, Koks, Luft und Zuschlägen die Produkte Roheisen, Schlacke und Gichtgas entstehen.
- wichtigste chem. R.
Reaktionen ohne Eisenerz
a) Energiegewinnung
° HR<0
a) C
+ O2 ®
CO2
b) Erzeugung des RedM
b) CO2 + C ± ²´³8µ
¶ · R>0
Reaktionen mit Eisenerz (hier Oxid)
a) Fe2O3 + 3 CO ¸ 2 Fe + 3 CO2
b) Fe2O3 + 3 C ¸ 2 Fe + 3 CO
12
Zu 7:
Normalbedingungen (NB)
Konstante Zustandsgrößen Temperatur und Druck. (Druck: p = 1013 hPa; Temperatur: ¹ º
25°C = 298K)
Das „Molvolumen“: V M
Dasjenige Volumen eines Gases, das – bei NB – 1 mol Teilchen besitzt.
Hinweis: 1. [VM] = l/mol
2. aus ρ =
⇒
n=
V
VM
m M
m
V
=
⇒ =n=
V VM
M
VM
(bei NB!)
(für Gase!)
- Berechnungen (siehe Nr. 5; hier mit obiger Formel)
Die „stöchiometrischeWertigkeit“
Die stöchiometrische Wertigkeit eines Atoms oder einer Atomgruppe in einer Verbindung ist
die Anzahl an Wasserstoffatomen, die dieses Atom oder diese Atomgruppe binden oder
ersetzen kann. Sie ist ganzzahlig und wird mit römischen Zahlen angegeben.
- aus H2 » Wertigkeit von Wasserstoff = I; aus H2O » Wertigkeit von Sauerstoff ist (in der
Regel II. (Ausnahme: Wasserstoffperoxid H2O2 und Abkömmlinge)
- z.B. W(Cl in HCl) = I; W(PO4 in H3PO4) = III; W(Al in AlPO4) = III;
- Sie dient zur Bezeichnung : Fe2O3 : Eisen(III)oxid
Wertigkeit und PSE
- Oxide ExOy: Die Wertigkeit des Elementes E in den sauerstoffreichsten Verbindungen einer
Periode ist so groß wie die Gruppennummer.
II
III
IV
V
VI
VII
Gruppennummer I
Na2O
MgO
Al2O3
SiO2
P4O10
SO3
Cl2O7
Oxide
Wertigkeit
I
II
III
IV
V
VI
VII
-Hydride ExHy: Die Wertigkeit des Elementes E in den wasserstoffreichsten Verbindungen
einer Periode ist in den Gruppen I – IV so groß wie die Gruppennummer, in
den restlichen Gruppen: VIII – Gruppennummmer.
II
III
IV
V
VI
VII
Gruppennummer I
LiH
BeH2
BH3
CH4
NH3
H2O
HF
Hydride
Wertigkeit
I
II
III
IV
III
II
I
- Säuren HxR (R = “Säurerest”)
Formel
Wert. v. R
Name d. Säure
Name d. Salze
HCl
I
Salzsäure
Chloride
HNO3
I
Salpetersäure
Nitrate
H2CO3
II
Kohlensäure
Carbonate
H2SO4
II
Schwefelsäure
Sulfate
H3PO4
III
Phosphorsäure
Phosphate
Oxidation (1. Erweiterung)
Chem Reaktion, bei der ein Stoff Sauerstoff bindet, oder bei der einem Stoff Wasserstoff
13
entzogen wird.
Reduktion (1. Erweiterung)
Chem. Reaktion, bei der ein Stoff Wasserstoff bindet, oder bei der einem Stoff Sauerstoff
entzogen wird.
Zu 8:
Innere Energie U
Die Summe aller Energien eines Systems heißt innere (=innewohnende) Energie U.
(Die innere Energie kann durch zugeführte Arbeit oder Wärme erhöht, oder durch geleistete
Arbeit oder abgegebene Wärme erniedrigt werden.)
¾N¿ÀAÁÂgÃÄÅ Æ+ÇdÈQÉËÊ ÌÍÎÏÐÒÑ_ÓNÔ ärmen) (= Änderung der Enthalpie bei
Bildungsenthalpie ¼ ½
Õ×ÖØÙ+ÚWÛ܃Ý2ÖÛÝ+ÞàßâáØ<ÞàÝ2ÖÛÝ+BÞäãæåáÙ+Úç+è=ÝSÞgé(êdë<ìîí
B] = kJ/mol;
Diejenige Energie, die (bei konstantem Druck) der zugefürten oder abgegebenen Wärme
entspricht, wenn ein mol eines Produktes erzeugt wird.
ì~í 0
z.B. 2 H2 + O2 ï 2 H2O(g)
= -242,16 kJ/mol
ëñìîí
Reaktionsenthalpie ð HR
R] = kJ
Die Reaktionsenthalpie berechnet sich aus der Differenz der Bildungenthalpien der Produkte
und der Bildungsenthalpien der Edukte unter Einbezug der jeweiligen Molzahlen.
z.B.
ìîí
. ì
Ox:
4 P + 10 ⟨O⟩ ï
P4O10
HB(P4O10) = -775,2 kJ
Ox = 1 mol
ìîí
ì
.
ï
Red:
5 SO2
5 S + 10 ⟨O⟩
Red = 5 mol (- HB(SO2) =+1487,5kJ
R:
4 P + 5 SO2
ï
P4O10 òôóâõ
Energiediagramm
(x-Achse: Zeit; y-Achse: Enthalpie)
Exotherme Reaktion
öî÷
R
=
Endotherme Reaktion
3
2
Hv
Hn
3
1
4
Hn
– Hv < 0
1 – 2 : Verbrauch von Aktivierungsenergie
2 – 3 : Gewinn von Aktivierungsenergie
3 – 4 : Gewinn von Reaktionsenthalpie
öî÷ùøú÷
n
+712,3 kJ
Hv
2
4
1
– Hv > 0
1 – 2 : Verbrauch von Reaktionsenthalpie
2 – 3 : Verbrauch von Aktivierungsenergie
3 – 4 : Gewinn von Aktivierungsenergie
öî÷ùøú÷
n
Kalorimetrie (lat: calor; Wärme)
Physikalische Methode zur Messung der Bildungsenthalpie.
14
Kalorimeter
Gerät zur kalorimetrischen Bestimmung.
Entropie S – Entropieänderung û ü
Die Entropie S ist ein Maß für die “Unordnung” eines Systems.
z.B. Folgende Feststoffreaktion läuft freiwillig und endotherm ab, im W. weil ý þÿ
Ba(OH)2 + 2 (NH4)2SCN Ba(SCN)2 + 2 H2O + 4 NH3 Sv (3 Formeleinheiten)
Sn
"!$# ! n – Sv >0
Zu 9:
Das „Kern -Hülle-Modell“ (= Ergebnis des RUTHERFORD’schen „Streuversuchs“)
Fast die gesammte Materie eines Atoms befindet sich im Kern, nur wenig in der Hülle. Dazwischen befindet sich keine Materie. (r(Atom) : r(Kern) = 100000:1 = 105 : 1)
Atombausteine
- Kernbausteine:
Proton: (p+); (eine positive Elementaradung)
Neutron: (n); (keine Ladung)
Nukleon: Kernbaustein, d.h. Proton oder Neutron
- Hüllenbausteine: Elektronen: (e-); (eine negative Elementarladung)
m(n) %'&$(*) +) %,+--- .m(e-); |Q(p+)| = |Q(e-)|; k(p+) = k(e-) im neutralen
- Beziehungen:
Atom
Protonenzahl = Z; Neutronenzahl = N; Nukleonenzahl = A
A
Z X oder X-A (gebrächliche Schreibweisen für Atome)
Ordnungszahl
Die Zugehörigkeit eines Atoms zu einem Element wird durch die Protonenzahl bestimmt. Sie
heißt daher auch Ordnungszahl. („Ordnung im PSE“)
Isotope
Besitzen Atome eines Elementes (also gleicher Ordnungszahl) unterschiedlich viele
Neutronen, dann spricht man von Isotopen dieses Elementes.
z.B. Vom Wasserstoff kennt man 3 Isotope: 11 H (99,985% des natürlich vork. W.ST.)
2
„)
1 H (= D („Deuterium“); 0,015% „
3
1 H (= T („Tritium“); künstlich hergestellt durch
Kernumwandlung)
Ion
- Atomion
Ein Atomion entsteht aus einem neutralen Atom, das ein oder mehrere Elektronen abgegeben oder aufgenommen hat. Das (Atom)–Ion besitzt daher eine positive oder negative Realladung.
z.B. Na+; Ca2+; Al3+; .. Cl-; S2-; P3-; ..
- komplexe Ionen
Aus mehr als einem Atom bestehende geladene Teilchen.
z.B. SO42-; BH4+; ...
Ionisierungsenergie
Diejenige Energie in kJ/mol, die zur Abtrennung eines Elektrons aus der Atomhülle erforderlich ist.
15
Das „Schalenmodell“ der Atomhülle
Aus der Tabelle der Ionisierungsenergien zur Abtrennung des ersten Elektrons von Elementen
ergibt sich eine periodische Zunahme zwischen Minima und Maxima. Daraus kann gefolgert
werden, dass die Atomhülle aus Schalen aufgebaut ist.
Die Schalen werden mit n = 1; 2; 3; ... bzw. mit den Großbuchstaben K; L; M; N; ...durchgezählt.
Besetzungsformel
Die Formel für die maximale Besetzung einer Schale mit Elektronen lautet:
2n2
Das „Periodische S ystem der Elemente“
Das PSE geht im Wesentlichen auf die Entdecker MENDELEJEW und MEYER zurück, die
1869 unabhängig voneinander folgende Sachverhalte notierten:
a) Die Eigenschaften der Elemente wechseln in periodischer Weise, wenn man sie nach zunehmenden Atommassen anordnet. ( = Perioden)
b) Elemente mit ähnlichen chemischen und physikalischen Eigenschaften stehen
untereinander ( = Gruppen)
c) Einteilung: waagrecht: Gruppen (I – VIII)
senkrecht: Perioden (n = 1..7) oder K, L, M, ..
I
II
III
IV
V
VI
VII
VIII
K
L
M
- Namen:
I
II
III
IV
Alkalimetalle
Erdalkalimetalle
Erdmetalle
Kohlenstoffgruppe
V Stickstoffgruppe
VI Sauerstoffgruppe
VII Halogene ( = Salzbildner)
VIII Edelgase
- Hinweise:
Elemente links unterhalb der Hauptdiagonalen: Metalle (Me)
Elemente auf der Hauptdiagonalen:
Halbleiterelemente
Elemente rechts oberhalb der Hauptdiagonalen: Nichtmetalle (NiMe)
- Aussagen des PSE
(Perioden werden immer von links nach rechts und Gruppen von oben nach unten
betrachtet!)
1.) Atomradius:
Fällt in einer Periode. Grund: Zunahme der Kernladung bei gleicher Schalennummer
Steigt in der Gruppe. Grund: Zunahme der Schalenzahl.
16
2.) Ionisierungsenergie:
Steigt in einer Periode. Grund: Stärker werdende elektrostatische Kräfte bei zunehmender
Kernladung
Sinkt in der Gruppe. Grund: Die Entfernung der Elektronen vom Kern wird größer.
3.) Ionenradius:
Fällt in einer Periode. Grund: Wie 1.)
Steigt in der Gruppe. Grund: Wie 1.)
4.) Wertigkeit des Elementes gegenüber Sauerstoff und Wasserstoff
Siehe Nr. 4
Valenzelektronen
Elektronen eines Teilchens (Atom oder Ion), die sich auf der jeweils äußersten Schale
befinden.
Oktettregel
Besitzt ein Teilchen (Atom oder Ion) in der äßersten Schale 8 Valenzelektronen, dann tritt ein
besonders energiearmer und stabiler Zustand ein. ( = „Edelgaskonfigur ation“)
z.B. Ne (8 ev auf äußerster Schale) ; S2- ( 8 ev auf äußerster Schale); Na+; ...
- Hinweis: Bei der 1. oder Kurzperiode spricht man von Duettregel.
Zu 10:
Salze
Geruchlose kristalline Reinstoffe, die im festen Zustand den Strom nicht leiten, wohl aber in
Lösung wie in der Schmelze.
-NR Elektrische Leitfähigkeit der Lösung und der Schmelze.
Kation
Dasjenige positiv geladene Ion, das bei der Elektrolyse eines Salzes zur (von außen angelegten) Kathode ( = Ort des Elektronenüberschusses) wandert.
Anion
Dasjenige negativ geladene Ion, das bei der Elektrolyse eines Salzes zur (von außen angelegten) Anode ( = Ort des Elekronenunterschusses) wandert.
Salzbildungsarten
1.) Aus den Elementen (insbesondere Halogenen)
Me + NiMe
z.B. 2 Na + Cl2 /
3 Ca + 2 P /
2 NaCl
Ca3P2
.
Salz
2.) Unedles Metall und Wasser:
unedl. Me + Wasser 0 Salz + Wasserstoff
z.B. Mg + H2O / MgO + H2 1
(Weiterreaktion des MgO mit Wasser!)
17
3.) Unedles Metall und Säure ergibt Salz und Wasserstoff
unedl. Me + Säure
z.B. Mg + 2 HCl
Mg + H2SO4
2 Al
+ 6 HNO3
2
3
3
3
Salz + Wasserstoff
MgCl2 + H2 4
MgSO4 + H2 4
2 Al(NO3)3 + 3 H2 4
4.) Oxide unedler Metalle und Säuren ergeben Salz und Wasser
unedl. MeOxid + Säure 2 Salz + Wasser
z.B. Na2O + 2 HCl 3 2 NaCl + H2O
MgO + 2 HNO3 3 Mg(NO3)2 + H2O
Die Energiebeteiligung bei der Salzbildung
- Sublimationsenergie
Diejenige Energie in kJ/mol, die zur Sublimation eines Mol eines Feststoffes notwendig ist.
- Ionisierungsenergie (siehe Nr. 9)
- Bindungsenergie
Diejenige Energie in kJ/mol, die bei der (Atom-) Bindung zweier Atome zu einem Mol
Moleküle freigesetzt wird.
- Elektronenaffinität
Diejenige Energie in kJ/mol, die bei der Bildung eines Mols ein- oder mehrfach negativ
geladener Ionen frei wird.
- Gitterenergie
Diejenige Energie in kJ/mol, die bei der Bildung eines Mol des dreidimensionalen
Kristallgitters aus einer entsprechenden Zahl von Anionen und Kationen hervorgeht
- Bildungsenthalpie (siehe Nr. 9)
z.B. Energiebeteiligung bei der Bildung von Natriumchlorid (NaCl)
1 Mol < Cl >
1 Mol Na+ + e-
1 Mol
½ Cl2 5 EBin = + 121 kJ/mol
5 6
Eaff
7 EIon = +496 kJ/mol
1 Mol
1 Mol
Na (fest)
Na (gasförmig)
= - 387 kJ/mol
1 Mol (Cl- +Na+)
786
Gitter
= - 753 kJ/mol
7 ESub = + 126 kJ/mol
7 HB = - 397 kJ/mol
1 Mol NaCl - Kristall
18
Der hohe Betrag an freiwerdender Gitterenergie lässt den Gesamtvorgang der Salzbildung
exotherm von statten gehen.
Das Ionengitter
Sich in allen drei Raumrichtungen wiederholende Anordnung von Kationen und Anionen, die
durch die elektrostatischen Anziehungskräfte ein stabiles Gitter bilden.
Die Elementarzelle (kristallographischer Begriff)
Kleinste dreidimensionale Kristalleinheit, die durch regelmäßige Wiederholung den Makrokristall erzeugt.
Die Koordinationszahl (KZ)
Anzahl von Kationen (Anionen), die ein Anion (Kation) in kürzestem und gleichem Abstand
umgeben.
z.B. KZ( Na+ im NaCl) = 6; KZ( Cl- im NaCl) = 6;
Mineral
Chemischer Reinstoff, der Bestandteil der Erdkruste ist. Die meisten Minerale sind kristallin.
z.B. Pyrit (FeS2) ; Quarz (SiO2) ; Feldspat (K[AlSi3O8])
19
Anhang I: Physikalische Einheiten und Formeln:
1. Größen – Einheiten – Maßzahlen
Größe = Maßzahl . Einheit z.B. m = 1,2 g
Die Einheit einer Größe wird mit eckigen
Klammern angegeben: [m] = g
Die Maßzahl einer Größe wird mit geschweiften Klammern angegeben: {m} = 1,2
2. Größen: Symbole – Einheiten:
Name
Masse
Atom-Molekülmasse
Molmasse
Stoffmenge
Volumen
Molvolumen
Dichte
Druck
Temperatur
Teilchenzahl
Reaktionsenthalpie
Bildungsenthalpie
Symbol
m
mA; mM
M
n
V
VM
Einheit
g
u
g/mol
mol
l
l/mol
g/cm3
hPa
K
kJ
kJ/mol
9
p
T
N
:<;
: ;
<
R
B
Bemerkung
Def. Siehe Nr. 5
= dm3
VM = 22,4 l/mol
bei NB
3
= g/ml = kg/l = 10 kg/m3
1 hPa = 1 mbar = 102 Nm-2
{T in °C}+273 = {T in K}
= 103 J
3. Konstanten:
NA = 6,023.1023 mol-1
VM = 22,4 l/mol
p = 1013,25 hPa; T = 273 K
AVOGADRO - Konstante
Molvolumen VM
Normalbedingungen
4. Formeln:
Dichte
Stoffmenge
Allgemeine Gasgleichung
m
V
m M
ρ= =
V VM
m
n=
M
m
V
n= =
M VM
ρ =
(Festst.; Flüssigk.; Gase)
(Gase)
(Festst.; Flüssigk.; Gase)
(Gase)
p 0 ⋅ V0 p1 ⋅ V1
=
= n ⋅ R = konst (Gase)
T0
T1
p⋅V = n⋅R ⋅T
Teilchenzahl
Massenanteil
N = n ⋅ NA
m(X) m(X)
w(X) =
=
⋅ 100%
m(∑) m(∑)
(Das % Zeichen ist keine Einheit, sondern die Zahl 1/100)
20
Volumenanteil
Bildungsenthalpie
V(X) V(X)
=
⋅ 100%
V(∑) V(∑)
∆H R
= > B(X) = n(X)
<
ϕ(X ) =
21
Anhang II: Das Ausgleichen von Formelgleichungen
Hinweis: Die Übungen sind nach zunehmendem Schwierigkeitsgrad geordnet.
(Schreibe die Koeffizienten zuerst mit Bleistift ein, wenn du sicher bist mit Füller)
Regeln:
1. Zuerst Verbindungen ausgleichen, dann die Elemente.
2. In vielen Fällen hilft das kgV vorkommender Indices für das Auffinden von Koeffizienten.
Übungen:
1. ___ Cu2S + ___ Fe → ___ FeS + ___ Cu
2. ___ Ag2O + ___ Mg → ___ MgO + ___ Ag
3. ___ SiO2 + ___ Al → ___ Al2O3 + ___ Si
4. ___ P4O10 + ___ Al → ___ Al2O3 + ___ P
5. ___ FeS + ___ O2 → ___ SO2 + ___ Fe2O3
6. ___ NO2 + ___ H2O → ___ HNO3 + ___ HNO2
7. ___ Li3N + ___ H2O → ___ LiOH + ___ NH3
8. ___ Ca3P2 + ___ H2O → ___ Ca(OH)2 + ___ PH3
9. ___ CaC2 + ___ H2O → ___ Ca(OH)2 + ___ C2H2
10. ___ Al4C3 + ___ H2O → ___ Al(OH)3 + ___ CH4
11. ___ H2SO4 + ___ C → ___ CO2 + ___ SO2 + ___ H2O
12. ___ (NH4)2Cr2O7 → ___ N2 + ___ Cr2O3 + ___ H2O
13. ___ MnO2 + ___ HCl → ___ MnCl2 + ___ H2O + ___ Cl2
14. ___ PbS + ___ HNO3 → ___ NO2 + ___ H2O + ___ PbSO4
15. ___ NH3 + ___ O2 → ___NO2 + ___H2O
16. ___ J2 + ___ KOH → ___ KJ + ___ KJO3 + ___ H2O
17. ___ Cu + ___ HNO3 → ___ Cu(NO3)2 + ___NO2 + ___ H2O
18. ___ KMnO4 + ___ HCl → ___ MnCl2 + ___ KCl + ___ H2O + ___ Cl2
22
Anhang III: Aufgaben zur Stöchiometrie
Hinweis: Die Lösungen sind am Ende der Aufgabe mit eckigen Klammern angegeben.
A: Prozentualer Massenanteil:
1. 1,00 g Eisen (Fe) verbinden sich ohne Überschuss mit 0,57 g Schwefel (S) zu Eisen(II)sulfid. Berechne den prozentualen Anteil an Eisen und an Schwefel.
[w(Fe) = 63,7%; w(S) = 36,3%]
2. Berechne den prozentualen Massenanteil von Eisen und Schwefel im Pyrit (FeS2).
[w(Fe) = 46,6%; w(S) = 53,4%]
3. Berechne den prozentualen Massenanteil an Kupfer (Cu) im “schwarzen Kupferoxid”
(CuO), sowie im „roten Kupferoxid“ (Cu 2O).
[w(Cu im CuO) = 79,9%; w(Cu im Cu2O) = 88,8%]
4. Es sind 20,0 g Eisen und 7,00 g Schwefel vorhanden. Wieviel Gramm Eisensulfid (FeS)
können maximal entstehen? Im FeS: m(FE) : m(S) = 7:4.
[m(FeS) = 19,3 g]
5. Ein Erz enthält 25% PbS, ein anderes 33% PbSO4. Welches Erz ist bei der Suche nach Blei
abbauwürdiger?
[w(Pb in PbS) = 21,7%; w(Pb in PbSO4) = 22,5%]
B: Stoffmenge und Molmasse:
6. Aus 1,00 kg Kupfer (Cu) und genügend Schwefel soll CuS hergestellt werden. Welche
Stoffmenge an CuS erhält man, und welche Masse an Schwefel benötigt man?
[n(CuS) = 15,7 mol; m(S) = 0,500 kg]
7. Aus Phosphor (P) und Calzium (Ca) kann Calziumphosphid (Ca3P2) dargestellt werden.
Wieviel kg Ca3P4 entstehen bei vollständiger Umsetzung aus 10,0 kg Calzium, und welche
Stoffmenge ist dies?
[m(Ca3P2) = 15,2 kg; n(Ca3P2) = 83,4 mol]
8. Aus den Elementen kann man Tetraphosphordekaoxid P4O10 herstellen. Welche Massen an
Phosphor und Sauerstoff braucht man, um 25,0 kg P4O10 herzustellen?
[m(P) = 10,9 kg; m(O2) = 14,1 kg]
C: Molvolumen:
9. Berechne die Molmasse von CO2, wenn bei NB 2,04 g ein Volumen von 1,04 l einnehmen.
[M(CO2) = 43,9 g/mol]
10. Berechne die Molmasse von Chloroform (CH3 Cl), wenn 0,185 g Chloroformgas bei NB
ein Volumen von 34,7 ml einnehmen.
[M(CH3Cl) = 119 g/mol]
11. Ammoniak (NH3) kann nach folgendem Reaktionsschema dargestellt werden:
Mg3N2 + 6 H2O ? 2 NH3 + 3 Mg(OH)2. Wieviel Liter NH3 (NB) entstehen aus 100
cm3 flüssigem Wasser und welche Stoffmenge ist dies?
[V(NH3) = 41,5 l; n(NH3) = 1,85 mol]
23
Anhang IV: Ausgleichen von Reaktionsgleichungen mit der Methode von DIOPHANT
(DIOPHANT: Griech. Mathematiker um 250 n. Chr. in Alexandria; schrieb das Werk „Arith metica“, in dem Gleichungssysteme beschrieben werden, bei denen die Zahl
der Unbekannten größer ist, als die Zahl der Gleichungen. )
Durchführung am Beispiel:
___ J2 + ___ KOH → ___ KJ + ___ KJO3 + ___ H2O
1. Jeder Koeffizient ist eine Unkekannte (a, b, c, …)
a J2 + b KOH → c KJ + d KJO3 + e H2O
2. Stelle für jedes vorkommende Element eine Gleichung auf.
Dabei gilt, dass die Summe der Atome eines Elementes auf der Eduktseite so gross sein
muß wie auf der Produktseite, unabhänig davon, ob die Atome in einer oder mehreren
Verbindungen vorkommen. Für die Gleichungen müssen die Unkekannten mit den Indices multipliziert werden!
J:
K:
O:
H:
(1)
(2)
(3)
(4)
2a = c + d
b=c+d
b=
3d + e
b=
2e
Hier: 5 Unbekannte und 4 Gleichungen; d.h. das System ist „unterbestimmt“
3. Wähle eine der Unbekannten fest und setze den Wert ein.
Hier günstig: b = 2 , damit ist e = 1 ganzzahlig. ( Es ist aber auch jeder andere Wert
möglich!)
(1)
(2)
(3)
2a = c + d
2=c+d
2=
(4)
3d + 1 @
2e @
2=
3d = 1 @
d=
1
3
e=1
4. Rechne nun die restlichen Unbekannten ( möglichst einfach ) aus.
In (2): 2 = c +
1
@
3
c=
5
3
in (1): 2a =
5 1
+ =2 @
3 3
a=1
5. Die erhaltenen Koeffizienten werden mit dem Hauptnenner multipliziert.
5
1
a = 1; b = 2; c = ; d = ; e = 1
HN = 3 @
3
3
a=3
b=6 c=5 d=1 e=3
3 J2 + 6 KOH → 5 KJ + KJO3 + 3 H2O
24