V O R W O R T

Die chemi s che Vorbildung der S tudi enanfnger im Fachbe re ich Kuns t s t o f f t echnik i s t erfahrungsgem s ehr unte rschi edl i c h : Die Bandbre i t e rei cht von " kaum etwa s von Chemie gehrt " (vielle i cht auch nur all e s verge s s en ? ) ber den Leistungs

kurs an Gymnasien b i s zur Ausbildung als Chemikant ode r Chemielaborant .

Um die s e unt ers chi edl i che Vorbildung au szugl eichen, beginnt die Vorl e sung im Fach Kuns t s t o f f chemie mit e iner kurzen Einfhrung in die Allgemeine Chemie und in die - fr die Kuns t s tof f chemie be s onders wicht ige - Organische Chemie .

In den beiden ers ten Kapiteln s ind die Aus fhrungen me i s tens nur s t i chwortartig, whrend das etwas anspruchs vol lere dri t t e Kap i t el (Das chemi sche Gl e i chgewi cht) und die Organi s che Chemie im vi erten Kapi tel aus fhrl i cher dar ges tel l t s ind .

Ergnz end zur Vorlesung und zum vorliegenden Skript emp fehl e ich nachfolgend genannte s Lehrbuch, das insbe s ondere auch fr die Kap i t e l 1 b i s 3 al s Grundl age verwende t wurde :

Tas chenbuch der Chemi e von

Lau t en schlger, S chrter, Wanninger 20. Auf l age (2005), Verl ag Harri Deu t s ch (26,95 EUR)

H . Geerien Herbol zhe im, Mai 2005

1 1 . 1 1 . 1 . 1 1 . 1 . 2 1 . 1 . 3 1 . 1 . 4 1 . 1 . 5 1.1 . 6 1 . 1 . 7 1.1 . 8 1.1 . 9 1.1 . 1 0 1 . 1 . 1 1 1 . 1 . 1 2 1 . 1 . 1 3 1 . 2

1 . 2 . 1 1 . 2 . 1 . 1 1 . 2 . 1 . 2 1 . 2 . 1 . 3 1 . 2 . 1 . 4 1 . 2 . 2 1 . 2 . 2 . 1 1 . 2 . 2 . 2

1 . 2 . 3 1 . 2 . 3 . 1 1 . 2 . 3 . 2 1 . 2 . 3 . 3 1 . 2 . 3 . 4 1 . 2 . 3 . 5 1 . 2 . 3 . 6

1 . 2 . 3 . 7 1 . 3

2

2 . 1

2 . 1 . 1

2 . 1 . 2 2 . 1 . 3 2 . 1 . 4 2 . 1 . 5 2 . 1 . 6 2 . 1 . 7 2 . 2

2 . 2 . 1 2 . 2 . 2 2 . 2 . 3 2 . 3

ALLGEME INE CHEMIE 1 Grundbegri f fe 1 Was i s t Chemie ? 1 Wi cht ige Te i l gebiete der Chemi e 1 S t o f f e und deren Eint e i lung 1 Chemi s che Reakt i onen und phys ikal i s che Vorgnge 3 El ement e und At ome 3 Chemi s che Verbindungen und Mol ekle 4 S chre ibwe i s e fr chemi s che Formeln 5 S chre ibwe i s e fr chemi s che Gl e i chungen 8 Relat ive At om- und Mol eklma s s e 1 1 S tof fmenge und Mol are Mas s e 1 2 Volumenverhl tni s s e be i chemi s chen Reakt i onen 1 4 S tchiometri s che Berechnungen 1 7 Konzent rat ionsangaben i n der Chemie 1 9 Atomaufbau , Periodensystem und Chemi s che Bindung 2 0 At omaufbau 2 0 Ge s chi cht l i che s 2 0 At omkern und El ekt ronenhl l e 2 0 Aufbau der Atomkerne 2 1 Aufbau der El ekt ronenh l l e 2 3 Periodensys t em der El emente ( PSE ) 2 8 Aufbau des Peri odensys tems 2 8 Zusammenhnge : PSE - Wert igke i t und PSE - Met al l - bzw . Ni chtmetal l charakte r 3 1 Chemi s che Bindung 3 4

berbl i ck ber die B indungsarten 3 4 Atombindung 3 4 I onenbindung 4 0 Metallbindung 4 2 Koordinat ive Bindung 4 3 Polari s ierte Atombindung und Nebenval enzbindungen 4 4 Wert igke i t sbegri f f e und Oxidat i ons z ahl 4 8

bungsaufgaben zu Kapitel 1 5 1

WI CHTIGE REAKTIONSTYPEN IN DER ANORGANI S CHEN CHEMIE 5 3 I onenreakt ionen und die Begri f f e S ure , Base , Sal z 5 3 El ekt rolyt i s che D i s soz iation und der El ekt rolytbegri f f 5 3 Die Begri f fe S ure , Base , Sal z 5 5 S trke der S uren und Basen : D i s s o z iat ion sgrad 57 Neutral i sa t i on und Hydrolyse 5 8 Eigendi s soz iat i on de s Was sers und der pH - Wert 6 0 Neuere S ure - Bas e - Kon z epte 6 2 Fl lungs reakt ionen 6 3 Oxida t i ons - Redukt ions - Reakt ionen ( Redox - Reakt ionen ) 6 4

Die Begri f fe Oxidation und Redukt i on 6 4 S tandardpotent ial E0 6 6 Auf s tel l en von Redox - Gl e i chungen 69 b

ungsau fgaben zu Kap i t e l 2 7 1

3 3 .1

3 .2

3 .3

3 . 3 . 1 3 . 3 . 2 3 . 3 . 3

3 . 4 3 . 4 . 1

3 . 4 . 2 3 . 5

3 . 6

4 4 . 1 4 . 2

4 . 2 . 1 4 . 2 . 2

4 . 2 . 3

4 . 2 . 4

4 . 2 . 5 4 . 2 . 5 . 1 4 . 2 . 5 . 2 4 . 2 . 6

4 . 2 . 7

4 . 2 . 8 4 . 3

4 . 3 . 1 4 . 3 . 2 4 . 3 . 3 4 . 4

4 . 4 . 1

4 . 4 . 1 . 1 4 . 4 . 1 . 2 4 . 4 . 1 . 3 4 . 4 . 2

4 . 4 . 2 . 1

DAS CHEMI S CHE GLE I CHGEWI CHT Vorbemerkungen : Reakt i onsges chwindigke i t und Ge s chwindigke i t sge s e t z Gl ei chgewi cht s reakt ionen und das chemi s che Gl e i chgewi cht Einf lu der Reakt ionsbedingungen auf die Lage de s Gl e i chgewi cht e s Einflu der Temperatur Einf lu de s Drucke s Einf lu der Konz ent rat ion und da s Mas senwi rkungsge set z Ge s chwindigke i t der Gl e i chgewi cht s e instel lung Einflu der Temperatur und die Akt ivie rungsenergie Einflu von Katalysatoren Thermodynami s che Vorau s s e t zung fr e ine chemi s che Reakt ion und die Verknpfung mi t der Gl e i chgewi cht skonstanten K b

ungsaufgaben zu Kap i t e l 3

ORGAN I S CHE CHEMIE Einl e i tung Eint e i lung organi s cher Verbindungen , Nomenkl atur und I somerie Formel s chreibwei s e Einteilung organ i s cher Verbindungen nach dem Kohl ens tof fger s t Al iphat i s che Kohl enwas serstof f e : Alkane , Alkene und Alkine Funkt i onel l e Gruppen und Eint e i lung organ i s cher Verbindungen nach S tof fkl a s sen I s omerie und Regeln zur Nomenkl atur S t rukturi somerie und Nomenkl aturbe i spiele S t e reoi somerie und Nomenkl aturbe i spiele Primre , sekundre und t e rt i re Alkohole und Amine Verb indungen mi t zwei ol e f ini s chen Doppelbindungen bzw . zwei oder mehreren funkt i one l l en Gruppen b

ungsaufgaben zu Kap i t e l 4 . 2 Phys ikal i s che Eigens cha f t en und Zwi s chenmol ekul are Kr f t e S iedepunkt und Zwi s chenmol ekulare Krfte Ls l i chke i t und Zwi s chenmol ekul are Krfte b

ungsaufgaben zu Kap i t e l 4 . 3 Wi cht ige Reakt i onstypen in der organ i s chen . Chemie Sub s t i tu t i ons - , El imini e rungs - und Addi t i ons reakt i onen Sub s t i tut i ons reakt i onen El iminierungs reakt i onen Addi t i ons reakt i onen Kondensat ions reakt ionen und Carbonsurederivate Carbonsureanhydride und - Chl oride

7 3

7 3

7 4

7 6 7 6 7 7

7 7 7 9

8 0 8 1

8 3 8 5

8 6 8 6

8 7 8 7

8 7

8 9

9 3 9 5 9 5

1 0 0

1 0 2

1 0 3 1 0 7

1 0 9 1 0 9 1 1 1 1 1 2

1 1 3

1 1 3 1 1 3 1 1 4 1 1 5

1 2 1 1 2 1

4 . 4 . 2 . 2 4 . 4 . 2 . 3 4 . 4 . 2 . 4 4 . 4 . 2 . 5 4 . 4 . 2 . 6

4.4 . 3 4 . 4 . 3 . 1 4 . 4 . 3 . 2 4 . 4 . 3 . 3 4 . 4 . 3 . 4

4 . 4 . 4

4 . 5 4 . 5 . 1 4 . 5 . 2 4 . 5 . 3 4 . 5 . 3 . 1 4 . 5 . 3 . 2

4 . 5 . 3 . 3 4 . 5 . 3 . 4

4 . 5 . 3 . 4 . 1 4 . 5 . 3 . 4 . 2 4 . 5 . 3 . 4 . 3 4 . 5 . 3 . 4 . 4 4 . 5 . 3 . 4 . 5 4 . 5 . 3 . 4 . 6 4 . 5 . 3 . 4 . 7 4 . 5 . 4 4 . 6 4 . 6 . 1 4 . 6 . 2

Carbonsure e s t e r Carbons ureamide Ni t r i l e D i c arbons urede rivate Ester anorgan i s cher Suren und we i t e re De rivate de r Kohlensure Son s t ige organi s che Reakt i onen Reakt i onen von Al dehyden und Ke t onen Sal z b i l dung Oxidat i ons reakt i onen He rs t e l lung von a l iphat i s chen Kohl enwa s s e r s t o f f en bungsauf gaben zu Kap i t el 4 . 4

Cyc l i s che Ve rbindungen Al i cyc l i s che Ve rbi ndungen He t e rocyc l i s che Ve rb indungen Aromat i s che Ve rb i ndungen Benzol al s Grundkrpe r der Arama te Homol oge de s Benz ol s ( Al kylbenz o l e / Aryl al kane ) Mehrke rnige Aramat e Reakt i onen aromat i s cher Ve rb i ndungen und wi cht i ge St o f fkl a s sen He rs t e l l ung von Alkylbenz ol en Hal ogenierung von Aromaten Ni t ri e rung von Aromaten Sub s t i tuenten 1 . und 2 . 0rdnung Aromat i s che Amine Phenol e Aromat i s che Carbons uren bungs au fgaben zu Kap i t e l 4 . 5 Fe t t e und Oe l e , Tens ide ( Se i f en ) Fe t t e und Oe l e Tens ide ( Se i f en )

1 2 2 1 2 4 1 2 5 1 2 6

1 2 7 1 2 9 1 2 9 1 3 0 1 3 2

1 3 3 1 3 5

1 3 8 1 3 8 1 3 9 1 4 2 1 4 2

1 4 3 1 4 5

1 4 5 1 4 5 1 4 6 1 4 6 1 4 7 1 4 7 1 4 8 1 5 0 1 5 2 1 5 3 1 5 3 1 5 4

1 ALLGEMEINE CHEMIE

1 . 1 Grundbegriffe

1 . 1 . 1 Was ist Chemie ?

Chemie ist die Lehre von den Stoffen und den stofflichen Vernderungen .

Gegens tand : Ge set zmigke i t en zur Bildung von Verbindun gen aus den El ementen , zur Umwandlung von Verbindungen in andere Verbindungen und zum Zerfal l von Verbindungen in die El emente .

Diese Vorgnge werden untersucht und bes chrieben

im Makrobere i ch ( Bere i ch wgbarer S t o f fmengen ) und

im Mikrobere ich ( Bere i ch der Atome , Molekle ) .

1 . 1 . 2 Wichtige Teilgebiete der Chemie

Al l geme ine und Theore t i s che Chemie

Anorgani s che Chemie

Organi s che Chemie

Analyt i s che Chemie

Phys ikal i s che Chemie

Biochemie

Kernchemie ----- Polymerchemie I Makromolekulare Chemie I

Kunststoffchemie

Techni s che Chemie

1 . 1 . 3 Stoffe und deren Einteilung

Die Chemie bes ch f t igt s i ch mi t den S t o f fen ; s i e bes tehen aus Te i l chen . Zu den charakteri s t i s chen Eigens cha f t en der Stoffe gehren z . B . :

1

D i chte = Ma s s e I Volumen Aggrega t z u s t and ( b e i e iner be s t immt en Tempe ratur , z . B .

b e i Raumt emperatu r )

- ga s f rmig ( z . B . Wa s s e rs t o f f ) - f l s s ig ( z . B . Wa s s e r ) - f e s t ( z . B . Ei s en )

Innere Ge s t al t

- kri s t al l in = geordnet ( z . B . Nat riumchl orid I Kochsal z ) - amorph I gl a s art ig = ungeordne t ( z . B . Gl a s )

S t o f f e we rden unt ert e i l t in Reine Stoffe und Stoffgemenge ode r -gemische . D i e we i t e re Unt e rt e i lung z e igt nachfol gende Abb i l dung :

Elemente chemische Verbindungen

homogene Gemenge

heterogene Gemenge

Gemenge ( Gemi s che , Mi schungen ) be s t ehen aus zwe i ode r mehre ren re inen S t o f fen . D i e charakt e ri s t i s chen E igens cha f t en de r re inen S t offe b l e iben e rhal t en .

- Gemenge l a s sen s i ch mi t t e l s phys ikal i s cher Trennverf ahren ( S i eben , Ab s e t z en , De s t i l l i e ren , Fi l t rie ren , . . . ) in d i e e i n z e l nen re inen S t o f f e z e rl egen .

- Gemenge knnen homogen ( e i npha s i g ) oder heterogen ( mehrpha s i g ) s e i n .

- Be i he t erogenen Gemengen knnen die e inzelnen Phas en unt e rschi edl i che Aggregat zu s t nde ( gasfrmig = g , f l s s ig = f l , f e s t = f e s t ) au fwe i sen .

2

homogene Mischung

Beispiele :

fl/ fl : Cognac {Wasser/Alkohol ) g/g Luft ( Sauerstoff/Stick

stof f )

heterogene Mischung

Phasengrenze

Phase 1 Phase 2

Beispiele :

fl/fl fl/fest :

Wasser/Benzin gestt igte Kochsalz-Lsg . mit Bodenkrper

1 . 1 . 4 Chemische Reaktionen und physikal ische Vorgnge

Chemische Reaktionen sind Vorgnge, bei denen neue Stoffe entstehen :

Ausgangsstoff ( e ) ----- > Reaktionsprodukt (e )

Chemi s che Reakt i onen s ind s t e t s von phys ikal i s chen Vorgn gen begl e i t e t , z . B . :

Abgabe I Au fnahme von Ene rgie ( z . B . Wrme Tempe raturnde rung )

Aggrega t z u s t ands nde rungen

Farbnde rungen ,

Beispiel : Magne s ium ( s i lb rig-we ie s Me tal l ) S aue r s t o f f ( f arbl o s e s Ga s ) zu Magne s iumoxid ve r ) .

1 . 1 . 5 Elemente und Atome

reag i e rt mi t ( we ie s Pul -

Jede s E l ement i s t i n s i ch e i nhe i t l i ch au fgebaut und be s t eht au s kl e in s t en Te i l chen , den At omen .

Atome sind die kleinsten Teilchen der Elemente . Jedes Element hat eine nur ihm eigene Art von Atomen .

3

D i e At ome s ind au f chemi schen Wege nicht t e i lbar .

Jede s El ement w i rd mi t e i nem Symbol gekenn z e i chne t , da s au s e i nem ode r zwe i l at e ini s chen Buch s t aben be s t eht , von denen de r e r s t e gro und der zwe i t e kl e i n ge s chrieben w i rd .

Beispiele fr Symbo l e wi cht ige r El ement e :

Wa s sers t o f f H Kohlens t o f f C S t i ck s t o f f N Sauers t o f f 0 S chwe f e l S Aluminium Al S i l i z ium Si Chl or Cl Nat rium Na

E s gibt 9 2 natrl i ch vorkommende El ement e s owie e ine s t e t ig zunehmende Z ahl kns t l i c h e r z eugt e r El emente .

D i e hu f igs ten in de r Erdkru s t e vorkommenden s ind : 0 ( c a . 5 0 % ) , S i ( ca . 2 5 % ) , Al ( c a . 7 , 5 % ) , 41 7 % )

El ement e Fe ( c a .

Anmerkung : Der Begri f f El ement w i rd heut e t e i l we i s e nur fr die a t omare Bet rachtungswe i s e ve rwende t , whrend au f de r s t of f l i chen Ebene de r Begri f f E l ementsub s t an z en ve rwende t wird .

1 . 1 . 6 Chemische Verbindungen und Molekle

Chemi s che Ve rbindungen s e t z en s i ch au s ve rs chiedenen El ementen z u s ammen , z . B . die chemi s che Ve rb i ndung Wa s s e r au s den El ement en Wa s s e r s t off und S auers t off .

D i e chemi s chen Ve rbindungen unt e r s che iden s i ch in ihren Eigen s c ha f t en von denen de r El ement e , au s denen s i e auf gebau t s ind .

Chemi s che Ve rbindungen l a s s en s i ch mi t t e l s chemi s cher Reakt i onen in die ent spre chenden El ement e z erl egen , wh rend l e t z t e re ni cht in andere S t o f f e z e rl egt we rden kn nen .

Die kleinsten Teilchen einer chemischen Verbindung sind die Molekle (bzw . I onen bei sal zartigen Verbindungen) , bestehend aus 2 Atomen , die durch eine chemische Bindung mit einander verbunden s ind .

4

Einige El emente bilden ebenf al l s Mol ekl e . Zu diesen ge hren :

Wasserstoff H2 J Stickstoff N2 Sauerstoff 02 gas frmig [ Fluor F2 Hal ogene Chlor Cl2 Brom Br2 fls s ig Iod (Jod) I2 (J2 ) f e s t 1 . 1 . 7 Schreibweise fr chemische Formeln

Jede chemi s che Verbindung wird mi t einer chemi s chen For mel gekennzei chnet , die s i ch aus den Symbolen der bete i l igten El emente zusammense t z t .

Die chemische Formel gibt an :

( 1 ) aus welchen Elementen die chemische Verbindung besteht

( 2 ) in welchem (ganz zahl igen) Verhltnis diese Elemente auftreten

( 3 ) wie die konkrete Zusammensetzung lautet

Beispiel : chemi s che Verb indung Was ser ( H2 0 )

zu ( 1 ) : El emente Was serstof f und Sauers t o f f

z u ( 2 ) : Verhl tni s H : 0 = 2 : 1

zu ( 3 ) : 1 Mol ekl Was ser i s t aus 2 At omen Was se r s t o f f und 1 Atom Sauers toff aufgebaut

Bei den chemi s chen Formeln wird zwi s chen Brutto- oder Summenformel und Strukturformel unters chieden .

Die Summenformel ent spri cht inhal t l i ch den obigen Aus fhrungen , wobei die Anz ahl gl e i cher Atome durch e ine t i e ferge s t e l l te Z i f f e r hinter dem ent spre chenden Symbol angegeben wird . Die t i e ferge s t el l te Z i f fer he it Atommultipl ikator oder Index .

5

Besonderheiten bei Salzen :

Bei den Sal z en ( aus fhrl i che Be sprechung s . Kap . 1 .2.3.3 und 2. 1.2) s ind - wie bere i t s erwhnt - die kl e insten Te i l chen ke ine elekt ri s ch neutralen Mol ekl e , sondern el ekt ri s ch gel adene Te i l chen , sog . Ionen. Ein negat iv gel adene s Ion wird al s Anion und ein pos i t iv gel adene s al s Kation bezei chnet . Kat ionen und Anionen bilden ein s og . Kristallgitter . In di esem Fal l gibt die Summenformel ( z . B . NaCl ) l edigl ich das Verhl tni s von Kat ionen ( z . B . Na+ ) zu Anionen ( z . B . Cl - ) im Kri stallgitter wieder .

Die Summenformel sagt ni cht s darber aus , auf wel che We i se die vers chi edenen At ome mi teinander verbunden s ind . Hierber gibt die Strukturformel Auskunf t , in der die Bindungen zwi s chen den At omen durch s og . Bindungsstriche ( gi l t nicht fr Sal z e ! ) symbol i s iert werden ( s . Kap . 1 . 2 . 3) .

Beispiele :

Was sers t o f f ( H2 )

Was ser ( H2 0 )

Ammoniak ( NH3 )

[ Nat riumchl orid ( NaCl )

H -

H -

H -

Na

H

0 - H

N - H I H

- Cl

Vorschriften zum Aufstellen von Summenformeln :

fal sch

Das wi cht igs t e Hil f smi t tel zum Auf s tel l en von Summenformeln ist die Wertigkeit , die zunchs t nur al s re in f ormale Gre verwendet wi rd .

Die Wertigkeit eines Elementes gibt an , mit wieviel einwertigen Atomen sich ein Atom die ses Elementes verbinden kann . Das wichtigste einwertige Element ist Was serstoff .

In einer chemischen Verbindung sttigen sich die Wertigkeiten der beteil igten Atome gegenseitig ab , z . B . :

H2o ---> 0 ist zweiwertig NH3 ---> N ist dreiwert ig

6

... Viele Elemente weisen unterschiedliche Wertigkeiten auf . Fr die we i teren Aus fhrungen wird nachfolgende Tabell e verwendet :

Wertigkeit

1 2 3 4 5 6

H 0 Al Si

Na Mg,C N c N K Ca p p

F Zn

Cl Pb

Br Cu

I Fe Fe

s s s

.,. In e inigen Verbindungen werden bes ti mmt e Atome zu sog . Atomgruppen zusammengefat und der ge s amten At o mgruppe eine Wert igke i t zugeordnet . Hierzu gehren insbe sonde redie sog . Surereste (s . Kap. 2}: einwertig: Nitrat-Rest N03

zweiwertig: Sulfat-Rest S04, Carbonat-Rest C03

dreiwertig: Phosphat-Rest P04

Diese At omgruppen werden bei eine m At ommult iplikator >1 in Kl ammern ges et zt , z .B. Al2 (S04}3 .

.,. Fr di e am Aufbau der chemischen Verbindung be t e i ligten Atome gi l t eine bes t i mmte Reihenfolge beim Au f s t el len der Summenformel :

Metall, (B), Nichtmetall, (H), Sauerstoff Atomgruppen stehen stets am Ende der Summenformel, z.B. B2so4, NaN03

7

Beispiele fr das Aufstellen von Summenformeln :

Beispiel 1 : Aluminiumoxid Be i spiel 2 : Calciumphosphat

( 1 ) bet e i l igte Atome/Atomgruppen in ri cht iger Re ihenfolge hins chre iben :

Al 0 Ca

( 2 ) Wert igke i ten ( W ) aus Tabel l e mi t rmi s chen Z i f fern recht s oben an die Symbol e s chreiben :

A1rrr0rr

( 3 ) kle ins t e s geme insame s Vie l f ache s ( KGV) der Wert igke i ten ermi t teln :

KGV = 6 KGV = 6

(4) Das kl einste geme insame Viel fache durch die Wert igke i t dividiert ergibt den Atommul t ipl ikator (AM) : Al : AM = 6

0 : AM = 6 I I I = 2 I I = 3

Ca : AM = 6 P04 : AM = 6

( 5 ) Die Summenformeln l auten s omi t :

1 . 1 .8 Schreibweise fr chemische Gleichungen

I I = 3 I I I = 2

Jede chemi s che Reakt i on kann durch e ine chemi s che G l e i chung (Reaktionsgleichung) darge s t e l l t werden , in der

links die Ausgangsstoffe und recht s die Reaktionsprodukte s t ehen .

Das al lgeme ine S chema fr e ine Reakt ionsgl e i chung l autet :

aA + b B -----> cC + dD

in Worten : A reagiert mit B zu C und D .

a , b , c , d werden al s Koeffizienten oder stchiometri sche Faktoren be z e i chne t .

8

Die Koe f f i z ienten s ind Be s t andt e i l e iner chung , whrend die At ommul t ipl ikatoren Be s t andt eil der chemi s chen Formel s ind .

Reaktionsgl e i ( s . Kap . 1 . 1 . 7 )

Eine Reakt ionsgl e i chung i s t nur dann auer der " s tof f l i chen " I nf ormat i on ,

vol l s tndig , z . B .

Zn + HCl ---- > ZnC1 2 + H2

wenn

auch die s t chiometris chen Koe f f i z i enten s t immen , al s o mi t anderen Worten " die Mathemat ik " s t immt :

Zn + 2 HCl ----> ZnC1 2 + H2

Der zwi s chen den beiden Seiten der Reakt ionsgl e i chung s t ehende Reaktionspfeil ----> bedeut et , da die Reakt i on " von l inks nach recht s " abl uf t . Im Prinz ip s ind aber fast al l e chemi s chen Reakt i onen umkehrbar , d . h . s i e verl aufen auch " von recht s nach l inks " . Sol che Reakt ionen be zei chnet man al s Gleichgewichtsreaktionen ( s . Kap . 3) und kennzei chnet s ie durch e inen Doppelpfeil

Vorschriften zum Aufstellen von Reaktionsgleichungen :

Be im Auf s te l l en e iner Reakt ionsgl e i chng i s t fr die stof f l i che Informat ion ( " was ent s t eht , wenn A mi t B reagiert ? " ) das grere chemi s che Verstndni s erforderl i ch . Demgegenber hat die E rmi ttlung der s t chiome t r i s chen Fakt oren e inen s trker formal en Charakter :

In einer chemischen Gleichung mu die Summe der Atome eines jeden Elementes auf beiden Seiten gleich sein . Hierbei sind die Atommultipl ikatoren und die stchiometrischen Faktoren zu bercksicht igen .

Die sys t emat i s che Vergehenswe i s e wird nachfolgend an folgendem Be i spiel erl utert :

Beispiel : Ammoni ak (NH3) reagiert unter bes t immten Reak t i onsbedingungen mi t Sauers tof f ( 02 ) zu S t i ck s t o f fmonoxid (NO) und Was ser ( H2 0 ) ; e s handel t s i ch um eine typ i s che Gl e i chgewi cht s reakt ion .

Die s t of f l i che Informat ion der Reakt i onsgl ei chung l autet al so :

9

+ ----"--,-- NO + (1 )

Durch Einset zen von s t chiomet ri s chen Faktoren wi rd die Gl e i chung so vervol l s tndigt , da die Anzahl der Atome de r einz elnen El ement e auf beiden Seiten gl e i ch wird . Dabei wird sys temat i s ch mi t dem ersten El ement au f der l inken Seite begonnen :

Gl ei chung

N: l inks 1 , recht s 1 o . k . H: l inks 3, recht s 2 KGV = 6

l inks : x 2 , recht s : x 3 2 NH3 + 02 -------l.. NO + 3 H20 -,--N: l inks 2 , recht s 1 KGV = 2

recht s : X 2

2 NH3 + 02 __"_ 2 NO + 3 H20 -,--0: l inks 2 , recht s 5 KGV = 10

l inks : X 5 , recht s : X 2

2 NH3 + 5 02 ---..::.. 4 NO + 6 H20 -,--N: links 2 , recht s 4 KGV 4

l inks : X 2

4 NH3 + 5 02 ___,. 4 NO + 6 H20 nochmal s insge s amt berprfen :

N: l inks 4, recht s 4 o . k . H: l inks 1 2 , recht s 1 2 o . k . 0: l inks 1 0 , recht s 1 0 o . k .

(2)

( 3 )

( 4 )

( 5 )

In diesem S chema i s t nur Gl e i chung ( 5 ) eine exakte Reakt ionsgl e i chung , da be i den Zwi s chens chri tten die S t chiometrie ( " Mathemat ik " ) noch ni cht s t immt !

10

1 . 1 . 9 Relative Atom- und Moleklmasse

Fr alle chemi s chen Reakt ionen gil t das

GeSetz von der Erhaltung der Masse :

Bei einer chemischen Reaktion bleibt die Gesamtmasse der beteiligten Stoffe unverndert . oder : Bei einer chemischen Reaktion ist die Summe der Massen der Reaktionsprodukte gleich der Summe der Massen der Ausgangsstoffe .

Erkl rung : Bei e iner chemi schen Reakt ion erfahren die Atome l edigl i ch e ine andere Anordnung; Anzahl und Mas s e der Atome ble iben unverndert .

Rel at ive Atommas se :

Jedes Atom bes i t z t e ine bes t immte Mas s e . D i e Mas se der verschiedenen Atome i s t sehr gering und l iegt im Berei ch von ca . 10-24 b i s 1o-22g.

Fr chemi sche Berechnungen intere s s iert i . d . R . das Mas s enverhl tni s verschiedener Atome . Aus diesem Tatbe s tand resul t iert die relative Atommasse Arzu deren Fes t l egung e ine Bezugsba s i s erforderl i ch i s t . Seit 1960 i s t dies die Mas se des Kohlenstoff isotops 12cl die auf genau 121000 . .. fes tgelegt wurde .

Fr alle anderen Elemente gil t :

Die relative Atommasse eines Elementes gibt an, wie gro die Masse eines Atoms dieses Elementes im Vergleich zu einem Zwlftel der Masse des Kohlenstoff isotops 12c ist.

Einige Zahlenbeispiele ( in Klammern gerundet e Z ahlen fr bungen ) :

H 11008... (110) c 121011... (1210) N 14101... (141 0) 0 16100... (1610) Na : 22198... (2310) s : 32106... (3211) Cl : 35145... (3515) K : 39109... (3911) Ca : 4 0 I 0 7 . . . ( 4 0 1 1) Fe : 55184... (5518)

11

Rel a t ive Mol eklmas se :

Fr chemi s che Verbindungen gel ten s inngem die gl e i chen Aus s agen . Auch fr die relative Moleklmasse Mr wird al s Bezugsba s i s die Mas s e de s Kohl ens t o f f i sotops 12 c verwendet . Somi t re i cht folgende "Arbeit svorschrift" aus :

Die relative Moleklmasse einer chemischen Verbindung ergibt sich durch Addition aus den relativen Atommassen der am Aufbau der chemischen Verbindung beteil igten Elemente .

Beispiele :

HCl : Mr ( HCl ) = Ar ( H ) + Ar ( Cl ) = 1 + 3 5 , 5 = 3 6 , 5

C02 : Mr ( C02 ) = Ar ( C ) + 2 Ar ( O ) = 1 2 + 2 * 1 6 = 44

1 . 1 . 10 Stoffmenge und Molare Mas se

Chemi s che Reakti onen spielen s i ch zwi s chen einzelnen Atomen oder Mol eklen ab . Im Labor und in Groanl agen der chemi s chen Indu s t rie wird aber mi t wgbaren Sub s t anzmengen im Gramm- , Kil ogramm- oder Tonnenmas t ab gearbe i t e t .

Al s quant itat ive Be z iehung zwi s chen dem atomaren/moleku l aren Bere i ch und dem wgbarer Sub s t anzen wird die s og . Stoffmenge verwendet:

Formelzeichen : n Einheit : Mol Kurzzeichen : mol

Das Mol ist die Stoffmenge , die soviel gleichartige elementare Teilchen {Atome , Molekle ) enthlt , wie Atome in 12g des Kohlenstoffisotops 12c ent halten s ind .

Die Anzahl der elementaren Teilchen je Mol ist fr alle Substanzen konstant . Sie betrgt 6 , 02 2 . . . * 102 3 mol - 1 und wird al s Avogadro-Konstante NA bezeichnet .

( Fr b

ungen wi rd NA = 6 * 1 02 3 mol - 1 verwendet . )

Fr die Anzahl N der el ementaren Te i l chen gi l t al s o :

N (1 ] = n [mol ] * NA [mol- 1 ]

12

Um e ine Bez iehung zwi s chen S t of fmenge n und Mas s e m eines Stoffe s herzus tel l en , verwendet man die stof fmengenbe z ogene Mass e , die al s

molare Mas se (oder Molmasse) M

be z e i chnet wird .

Die Begri ffe Mol und Molma s s e werden auch fr die El emente verwendet .

Die Molmasse M eines Elementes oder einer chemi schen Verbindung ist der Quotient aus der Masse m und der Stoffmenge n :

M [glmol] = m [g] I n [mol]

Hufig wird fr M auch die Einhei t kglmol verwendet .

Die obige Bez iehung l t s i ch e infacher in fol gender Form merken :

n = m I M (1)

D i e Zahlenwerte der Molma s se e ines Elemente s bzw . e iner chemi s chen Verbindung s ind ident i s ch mit der rel at iven Atommas s e bzw . Mol eklmasse .

Beispiele:

(1 ) S auerstoff : Mr ( 02 ) = 3 2,0 M ( 02 ) = 3 2 ,0glmol

( 2 ) Was s e r :

( 3 ) Wel cher S t o f fmenge n ent spre chen 90g Was se r ?

n = mIM = 9 0g I 18,0g*mol - 1

= Smol

13

1 . 1 . 11 Volumenverhltnisse bei chemischen Reakt ionen

Das Volumen der an e iner chemi s chen Reakt i on bet e i l igten Stof f e kann s i ch - im Gegensatz zur Mas se - verndern . Dennoch unterl iegen bei Gas reakt ionen die Volumennderungen be s t immten Ge set zmigke i t en .

Ganz al l geme in i s t das Volumen v e ines Gas e s e ine Funk t i on der Temperatur T ( absolute Temp . in Kelvin [ K ] ) und de s Drucke s p : v = v ( T , p )

Bei gegebener Temperatur und vorgegebenem Druck i s t das Volumen e ine s Gas e s der Mas s e m de s Gas e s proport ional : T , p = konstant v - m

Avogadros che Hypothes e und Molvolumen V :

Gleiche Volumina aller Gase enthalten unter glei chen ueren Bedingungen ( T , p ) die gleiche Anzahl Molekle .

Da 1 Mol e ine s j eden S t o f f e s die gl ei che Anz ahl ( NA) Mol e kl e enthl t , folgt s omi t :

1 Mol eines jeden Gases hat bei gleichen ueren Bedingungen das gleiche Volumen . Dieses Volumen heit molares Volumen oder kurz Molvolumen V .

Fr den Zusammenhang zwi s chen Volumen v und Molvolumen V gilt :

V [llmol ] = v [ 1 ] I n [mol ] Am e infachs t en merkt man s i ch diese Be z iehung geme insam mi t Gl . ( 1 ) in fol gender Form :

I n = m I M = v I V ( 2 ) Der Zahl enwert fr das Molvolumen wird bl i cherwe i se bei Normalbedingungen , d . h . bei T=2 73K ( 0 C ) und p=101 , 32 5kPa ( f rher : 1atm) angegeben :

V = 2 2 , 4 . . . llmol

14

Anmerkung: Der Zahlenwert fr V g i l t s t reng nur fr ideal e Gas e ( Phys ik - Vorl e sung ) . Gl e i che s gi l t fr die nachfol genden Aus fhrungen .

Beispiele:

( 1 ) Wie gro i s t die S t o f fmenge n e ine s Gas e s , das unter Normalbedingungen ( kurz NB ) ein Volumen v von 1 m3 einnimmt ?

n = vIV = 1000 1 I 2 2 , 4 1 * mol - 1 = 44. 7 mal

( 2 ) Wel che s Volumen nimmt 1 kg Was sers t o f f unter NB e in ?

n m I M = v I V v = m * V I M

v 1000 g * 2 2 , 4 1 * mol - 1 I 2 g * mol - 1 = 1 1200 1

Al l gemeine Zus t andsgl e i chung der Gase :

In der Regel we i chen Temperatur und Druck von den Normalbe dingungen ab . Die Umre chnung de s Volumens auf bel iebige Temperaturen und Drucke erfolgt ber nachfolgende Zus t ands gl e i chung :

p * V

T = const . P

* v Po * vo =

T ( 3 )

Zur Verknpfung dieser Gl e i chung mi t der S t o f fmenge n wer den f r die Gren mi t dem Index o die Normalbedingungen und spe z iel l fr das Volumen v das Molvolumen V eingeset z t :

V * Po 2 2 , 4 1 * mol - 1 * 101,3 2 5 kPa 1 * kPa = = 8 , 3 14

2 7 3 K mal * K

Die rechte S e i t e der Gl e i chung wi rd al s Al lgeme ine Gas konstante R bez e i chne t :

Allgemeine Gaskonstante R :

R = 8 , 3 14 1 * kPa I mol * K = 8 , 3 14 J I mol * K

1 5

Unter Bercks i cht igung der al lgeme inen Gaskonstanten R erfolgt die Verkpfung zwi s chen Gl . ( 3 ) und der Stof fmenge n :

V * Po ( 2 ) vo * Po ( 3 ) V * p R =

n * T

Durch Ums tel l en des Gl e i chungs sys tems re sul t i ert d i e !ge meine Zustandsgleichung der Gase , wie s ie in der Chemie b l i cherwe i s e verwendet wird :

p * v = n * R * T (4 )

In dieser Gl e i chung kann die Stof fmenge n auch durch m/M erset z t werden ( s i ehe Be i spiel ) .

Beispiel : Wel che s Volumen nehmen 1000g Sauerstof f bei einem Druck von 2 00 bar und e iner Temperatur von 2 7 C

V =

ein ?

gegeben : p = 2 00 bar = 20000 kPa m = 1000g M = 3 2 g/mol R = 8 , 3 14 l*kPa/mol*K T = 2 7 3 +2 7 = 3 00 K

ge sucht : V

m m * R * T p * V = * R * T V =

M M * p

1000 g * 8,3 14 l * kPa* mol - 1 * K - 1 * 3 00 K

3 2 g*mol - 1 * 20000 kPa = 3.9 1

16

1 . 1 . 12 Stchiometrische Berechnungen

Chemi s che s Rechnen be z e i chnet man al s Stchiometrie ( au s dem Griechi s chen : das Me s sen von Be s t andt e i l en ) .

Ausgangspunkt: Geset z von der Erhal tung der Mas se

Voraussetzung: vol l s tndi g verl aufende Reakt i onen

Mit Hil fe der Stchiometrie werden aus der Mas s e e ines Re akt ionst e i l nehmers (Ausgangs - oder Endprodukt ) die Mas s en der anderen Reakt i ons t e i lnehmer berechnet .

Vorgehensweise :

( 1 ) Reakt ionsgl e i chung auf s t el l en ( 2 ) unte r die Reakt i onsgl e i chung die e inem Mol ent spre

chenden Mas sen s chre iben und mi t dem s t chiometri s chen Koe f f i z ienten mul tipl i z ieren .

( 3 ) unte r die zu berechnende Mas s e X s chreiben ( 4 ) X mi t Hil fe des Dre i s a t z e s berechnen

Beispiele :

( 1 ) Wieviel g E i sen werden zur Her stel lung von lOOg E i sen sul fid ( Fe S ) bent igt ?

Fe + s --> FeS A

5 5 , 8g - 87 , 9 g "" X - 100g

5 5 , 8g * 100g X = = 63 , 6g Eisen

87 , 9g

( 2 ) Durch E rhi t z en von Nat riumhydrogencarbonat ( NaHC03 ) ent steht S oda ( Nat riumcarbonat , Na2 co3 ) . Wievie l g Soda knnen aus 2 000g Nat riumhydrogencarbonat gewonnen wer den ?

2 * 84 , 0g

X =

2 000g

2 000g * 106 , 0g

2 * 84 , 0g

106 , 0g X

= 1261.9g Soda

17

Wenn Gase an der Reakt ion b e t e iligt s ind , kann s t a t t der e inem Mol ent sprechenden Mas s e auch di rekt das Volumen eingeset z t werden .

( 3 ) Wieviel Liter Was sers t o f f ( NB ) ent stehen be i der Um-s e t zung von S O g Nat rium mi t Was ser ?

2 Na + 2 H2 0 --> 2 NaOH + H2 >!- ""

( 2g ) 2 2 , 4 1 2 * 2 3 , 0g -S Og X

S Og * 22 , 4 1 X = = 24 , 3 1 H2

2 * 2 3 , 0g

Wenn bei Gasen die Reakt i onsbedingungen ( T , p ) von NB ab wei chen , kann die Rechnung mi t H i l fe der Zus t ands gl e i chung der Gase erfolgen .

( 4 ) Z i nk reagiert mi t Sal z sure unter Bildung von Z inkchl o rid und Was serstof f . Wieviel Li t e r Was sers t o f f von 27 C und 1 , 0 S bar las s en s i ch aus 1 000g Zink ( M = 6 S , 4 g/mol ) her s t ellen ?

Zn + 2 HCl --> ZnC1 2 + H2 ""

-+ 1 mol Zn - 1 mol H2

1000g n ( H2 ) = n ( Zn ) = = 1S , 3

6 S , 4 g * mol- 1

n * R * T p * v = n * R * T V =

n R T p

= = = =

1 S , 3 mol 8 , 3 1 4 1 * kPa I mol * K 273 + 27 = 3 0 0 K 10S kPa

p

mol

1 S , 3 mol * 8 , 3 1 4 1 * kPa * mol - 1 * K - 1 * 3 0 0 K V =

1 05 kPa

v = 363 , 4 1 H2

18

1.1 . 13 Konzentrationsangaben in der Chemie

Fr die Konz ent rat ion von Lsungen werden vers chiedene Kon z entrat ionsangaben verwendet , die tei lwe i s e chemie - spe z i f i s ch s ind und zum Te il auch im tgl i chen Leben benut z t werden .

Massenprozent ( frher Gewi cht sproz ent ) [%]

= Masse [g] des gelsten Stoffes in 100g Lsung

z . B . : Eine 2 5 % i ge Kochsal z l sung enthl t in l O Og Lsung 2 5 g NaCl und 7 5 g Was ser .

Volumenprozent [Val . -%] wird verwendet , wenn beide S t o f f e f ls s ig s ind .

= Volumen [ml ] des gelsten Stoffes in 100ml Lsung

z . B . : Cognac mi t 4 0 Vol . - % Alkohol enthl t in l O Oml Cog nac 4 0ml Alkohol ( Ethanol ) und 6 0ml Was ser .

Gramm pro Liter [g/ 1 ]

= Gramm gelste Substanz pro Liter Lsungsmittel ( 1 )

oder

Gramm gelste Substanz pro Liter Lsung ( 2 )

Bei dieser Konz ent rat ionsangabe mu expl i z i t angegeben werden , ob ( 1 ) oder ( 2 ) gemeint i s t .

z . B . : Be i der Angabe 1 00g pro Liter Lsungsmi ttel ( 1 ) wird zu 1 0 0g Subs tanz 1 Li ter Lsungsmi ttel gegeben , whrend bei 1 0 0g pro Liter Lsung ( 2 ) mi t Lsungsmi t t e l z u 1 L i t e r Lsung ergn z t wird ( Mekolben ) .

Molaritt

= Stoffmenge n des gelsten Stoffes in 1 Liter Lsung [mol/ 1 ]

Man spri cht in diesem Zusammenhang von sog . "molaren Lsungen" und kr z t die s durch ein "M" hinter der Zahl ab .

z . B . : Eine 1 mol are Sal z sure , kurz 1 M Sal z sure hat die Konzent ration c = 1 mol / 1 . oder Eine 0 , 1 M NaOH ( M = 40 g/mol ) enthl t 4g NaOH pro Li ter Lsung; zur Herstel lung werden al so 4g NaOH mi t Was se r im Mekolben zu 1 Li ter Ges amt l sung ergnz t .

1 9

1 . 2 Atomaufbau , Periodensystem und Chemische Bindung

Diese Themen knnen aus Zei tgrnden nur in a l l e r Krze und in e infachs ter Form behandel t werden . Detai l l iertere Aus fhrungen enthl t das im Vorwort angegebene Lehrbuch .

1 . 2 . 1 Atomaufbau

1 . 2 . 1 . 1 Geschichtliches

Konkrete Vorstellungen ber den Aufbau der Atome exi stieren erst s e i t Anfang des l e t z ten Jahrhundert s . S i e s ind eng mit folgenden Personen verbunden :

1911 I Rutherford : Jedes Atom be s i t z t e inen Atomkern , der von e iner Elektronenhlle umgeben i s t .

1913 I Niels Bohr : Die El ekt ronen sind Teilchen , die s i ch auf Kreisbahnen mit unters chiedl i chen Radien um den Atomkern bewegen .

Das Bohrsehe Atommodell konnte ni cht al l e experimente l l en Befunde in der Atomphysik erklren .

Ab 1924 I De Broglie , Hei senberg , Planck , Schrdinger, . . . : El ekt ronen bes i t z en nicht nur e inen Te i l chen- , s on

dern auch einen Wellencharakter ---> Quanten- oder Wel lenmechanisches Atommodel l . In der Chemie spricht man hufig auch vom Orbitalmodell oder der Orbitaltheorie .

1 . 2 . 1 . 2 Atomkern und Elektronenhlle

Jedes Atom bes teht aus einem Atomkern und der El ektronen hl l e .

Die El ekt ronen (abgekrz t : e ) bes i t z en e ine Mas s e von

me = 9 , 1 0 9 4 * 1 0- 2 8 g

und e ine negat ive Ladung (sog . Elementarladung) von

qe = - 1 , 6 0 2 2 * 1 0- 1 9 A* s

Nach auen s ind Atome el ekt ri sch neut ral . D i e Ladung der E l ekt ronenhl l e wird al s o durch d i e Ladung des Atomkerns (s . 1 . 2 . 1 . 3 ) ausgegl i chen :

negat ive pos i t ive

In jedem Atom ist die Anzahl der negativ geladenen Elektronen in der Hlle gleich der Anzahl der positiven Ladungen des Atomkerns .

2 0

Der Zusammenhalt zwi s chen Atomkern und El ekt ronenh l l e erfolgt durch elekt ro s t at i s che Anz iehungskrfte .

Die Mas s e eines Atoms i s t fast vol l s tndig im Atomkern kon z ent riert .

Fr die Grenverhltni s se gel ten folgende Angaben ( Durchmes ser d) :

d (Atom/El ekt ronenhl l e ) 1 0 - 1 0 m

d (Atomkern ) 1 0 - 1 4 m

1 . 2 . 1 . 3 Aufbau der Atomkerne

Die Atomkerne aller Elemente bestehen aus den gleichen Kernbausteinen , die als Nukleonen be zeichnet werden . Zu den Nukleonen gehren die positiv geladenen Protonen (p ) mit der Mas se

mp = 1 , 6726 * 10- 24 g und der Ladung

qp = 1 , 602 2 * 1o- 19 A*s

sowie die elektrisch neutralen Neutronen (n) mit

mn = 1 , 61so * 1o- 24 g .

Die Zahl der Nukleonen ent spricht der s og . Massenzahl , die unge f hr gl eich der rel at iven Atomma s s e i s t (ffin mp = 1 8 3 6 * me ) .

Die Anz ahl der Protonen bez e ichnet man al s Kernladungs zahl . Al l e Atome e ines El emente s haben die gl e i che Kern l adungs z ahl . Da die Atome verschiedener El emente s tet s unt ers chiedl i che Kernl adungs z ahl en aufwe i s en , kann diese al s Ord nungs s chema fr die El emente verwendet werden ( s . Kap . 1 . 2 . 2 ) . Die Kernl adungs z ahl wird daher auch al s Ordnungszahl bez e i chnet :

Anzahl der Protonen (wg . Neutral itt = Anzahl Elektronen)

= Kernladungszahl = Ordnungszahl

Die Ordnungs z ahl , sprich die Z ahl der Protonen , nimmt von El ement zu El ememt j ewei l s um 1 zu . Fr die Anz ahl der Neut ronen gi l t die s - wie die nachfolgenden Bei -

2 1

spiele ze igen - ni cht :

Was serstof f ( H ) 1 p = 1 Nukl e on Hel ium ( He ) 2 p + 2 n = 4 Nukl eonen Lithium ( Li ) 3 p + 4 n = 7 Nukleonen Beryl l ium ( Be ) 4 p + 5 n = 9 Nukl eonen Bor ( B ) 5 p + 6 n = 1 1 Nukl eonen Kohl ens tof f ( C) 6 p + 6 n 1 2 Nukleonen

usw .

Experimenteller Befund : Die me i s ten El emente (Atomarten ) in der Natur we i s en mehrere Kernarten auf , die s i ch -be i gl ei cher Protonenz ahl - durch die Neut ronenzahl von einander unt ers che iden . Die vers chiedenen Kernart en be z e i chnet man al s Nukl ide und die zu einem El ement geh renden Nukl ide al s I sotope :

Ein Nukl id ist eine Atomart (Kernart ) mit einer bestimmten Protonen- und Neutronenzahl und I sotope sind Nukl ide mit der gleichen Kernladungszahl und gehren somit zum gleichen Element . I sotope eines Elementes unterscheiden sich al so durch die Zahl der Neutronen .

Beispiel : Vom Chl or exi s t ieren 2 I sotope mi t j ewe i l s 1 7 Prot onen und 1 8 bzw . 2 0 Neut ronen , die wie folgt gekenn zei chnet werden :

3 5 Cl bzw .

1 7 3 7

1 . 2 . 1 . 4 Aufbau der Elektronenhlle

Bohrs che s At ommode l l : Nach Bohr wei s t die El ektronenhl l e eine be s t immte S t ruktur auf , die auf dem unters chiedl i chen Energie inhal t der einz elnen El ekt ronen e ine s Atoms beruht .

Die El ektronen knnen nur ganz bes t immte Energieniveaus einnehmen , die durch die Buchs t aben K b i s Q bzw . durch die Nummern n = 1 b i s 7 ( Hauptquantenz ahl n ) gekenn z e i chnet werden :

Energie

Q .n = 7 p n = 6 0 n = 5 Fr die maximale Besetzung

der einzelnen Energieni -N n = 4 veaus gilt:

M n = 3 2 n2

L n = 2

K

Fr die maximale El ektronenz ahl der ers t en vier Energie niveaus gil t al so :

n = 1 2 * 12 = 2 e n = 2 2 * 2 2 = 8 e n = 3 2 * 32 = 18 e n = 4 2 * 42 = 32 e

usw .

Die Energieniveaus werden von unten nach Diesen Zus tand der niedrigs t en Energie al s Grundzustand .

Beispiele : c (6 e ) : K - S chal e ( n = 1 ) : 2 L - S chal e ( n = 2) : 4

Na ( 1 1 e ) : K - S chal e ( n = 1 ) : 2 L - S chal e ( n = 2) : 8 M - S chal e ( n = 3) : 1

oben beset z t . bezeichnet man

e e

e e e

Orbital -Model l : Nach diesem Mode l l kann fr das einzelne El ekt ron keine bes t immt e Bahn ( S chal e ) angegeben werden , sondern l edigl i ch der Raum, in dem e s s i ch mi t einer be -

2 3

s t immten Wahrsche inl ichke it bef indet . Dieser Raum wird Orbital genannt :

Ein Orbital ist der Raum, in dem sich ein Elektron mit 90%iger Wahrscheinl ichkeit aufhal t .

Jedes Orbital kann maximal 2 Elektronen aufnehmen .

In einem Orbital mi t 2 El ekt ronen unters che iden s i ch die beiden El ekt ronen durch e ine entgegenge set z te Drehrich tung und man spri cht vom antiparallelen Spin der be iden El ekt ronen .

vere infachte Symbol e :

D EJ EJ

unbe s e t z t e s Orbital

e infach be set z t e s Orb i t al ( Spin up )

doppel t beset z t e s Orb i t al ( Spin up und Spin down )

E s gibt Orb i tale mi t unters chiedl i cher ruml icher Form :

( 1 ) s -Orbitale ( ---> s - El ekt ronen ) :

s -Orbitale sind kugelfrmig und die darin be findl ichen Elektronen heien s - Elektronen .

Zu j edem Energi eniveau ( j eder Hauptquantenz ahl ) n = 1 ,2 , . . . gibt e s s - El ekt ronen , die s i ch l edigl i ch durch die Energie unters che iden :

n = 1 n = 2 n = 3

usw .

1 s - Orbital 2 s - Orb i t al 3 s - Orb i t al

l zunehmende Energie Beispiele : El ekt ronenkonfigurat i on fr H b i s Be

n = 1 H ( 1 e ) EJ He ( 2 e ) EJ

2 4

Li ( 3 e ) B 1 s 2 , 2 s 1 Be ( 4 e ) B B 1 s 2 , 2 s 2

( 2 ) p -Orbitale ( ---> p - El ekt ronen ) : Ab dem 2 .Haupt energieniveau ( n = 2 ) t reten neben dem s - Or b i t al s og . p - Orbitale auf :

p -Orbitale bestehen aus zwei Hlften , von denen jede rotationssymmetrisch zu einer gemeinsamen Achse l iegt . Diese Achse steht senkrecht auf der Ebene , die die beiden Orbitalhl ften voneinander trennt . Hufig spricht man auch von hantelfrmigen pOrbitalen .

Auf jedem Energieniveau gibt e s drei p - Orbital e , deren Ach s en s enkrecht aufeinanderstehen . D i e mi t Px , p und Pz be z e i chne t en Orb i tale knnen je zwe i El ekt ronen afnehmen.

Nach der s og. Hund'schen Regel werden die drei p - Orb i tale zunchs t e infach beset z t .

Beispiele: D i e p - Orbi tale werden erstmal s ab der Kernl a dungs z ahl 5 be set z t . Nachfolgend s ind die Elektronenkonf i gurat i onen von Bor bi s zum Edelgas Neon aufge fhrt , wobei die det a i l l ierte Schreibwei s e

2p3 ---> 2p 1 2p 1 2p 1 X I. y I z verwendet wird :

. 2 5

B (5 e) 1s2, 2s2, 2px1

c (6 e) 1s2, 2s2, 2px1, 2pyl

N (7 e) 1s2, 2s2, 2Px1, 2Py1, 2pz1

0 ( 8 e) 1s2, 2s2, 2Px2, 2pyl, 2pz1

F (9 e) ls2, 2s2, 2Px2, 2Py2, 2pz1

Ne (10 e) : 1s2, 2s2, 2Px2, 2 2Py '

2pz2

Bdelgaskonfiguration: Beim Neon ist die Besetzung der drei 2p-Orbitale und damit auch die des 2.Energieniveaus (max. 8 e) abgeschlossen. Diese besonders stabile Anord

nung ist charakteristisch fr die sog. Edelgase und auch verantwortlich fr deren Reaktionstrgheit.

Nach dem Neon folgt als nchstes Natrium mit der Kernladungszahl 11. Die Elektronenkonfiguration kann unter Zuhilfenahme der Edelgaskonfiguration des Neon folgendermaen vereinfacht dargestellt werden:

Na (11 e) : (Ne) , 3s1

(3) d- und f-Orbitale (-> d- und f-Elektronen) : Bei den hheren Hauptenergieniveaus kommen zu den s- und pOrbitalen fnf weitere sog. d-Orbitale und sieben f-Orbitale hinzu, wobei jedes dieser Orbitale zwei Elektronen aufnehmen kann.

Die nachfolgende Abbildung zeigt die Aufspaltung der ersten vier Hauptenergieniveaus in die Nebenenergieniveaus(s. (4)):

N

M

L

3d r:----3p ----3s

K .,_1;.._----- 1s

Da jedes neu hinzukommende Elektron das niedrigaste Energieniveau einnimmt, ergibt sich folgende Reihenfolge bei der Besetzung der Orbitale:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p

Elemente, deren Atome bei der Elektronenkonfiguration mit s-Orbitalen bzw. s-Elektronen abschlieen, bezeichnet man als s-Elemente, u.s.w.:

26

Abs c hl u mit s -Elekt ronen ---> s -El eme nt e Abs c hl u mi t p-El ekt ronen ---> p-El eme nte Abs chlu mi t d - El ekt ronen ---> d-Element e Ab.s c hlu mi t f -Elekt ronen -> f-E l e mente

(4) Quantenz ahlen Und Pauli-Yerbot : Das von W . P aul i erkannte Naturge setz (1 92 6 ) l autet :

Von den Elektronen eines Atoms befinden sich niemals zwei im gleichen zustand.

Der Zust and der Elekt ronen e ine s At oms wi rd durch die vier Quantenz ahlen n, 1, m und ms bes chrieben :

Haupt quante nz ahl n: n = 1 , 2 ' . . . ' 7 (Hauptenergieniveau)

Nebe nquantenz ahl 1 : 1 = 0 b i s n - 1 (Nebenenergieniveau

oder Orbi t al quantenzahl ) 1 = 0 : s -Orb i t al 1 = 1 : p-Orb i t al 1 = 2 : d-Orb i t al 1 = 3: f -Orbital

Magnet quantenz ahl m : m = +1 b i s -1 (ruml i c he Anordnung

der Orb i t al e ) z . B . : m = +1 : Px-Orb i t al

Spinquant enz ahl ms :

Beispiel: 2 Px2

m = 0 : Py - Orbi t al m = - 1 : Pz - O rb i t al

ms = + *' - *

ms = + * ms = - * (Spin up) L..:J (Spin down )

" li nkes e " " re chtes e "

n = 2 B n = 2 1 = 1 1 = 1 m = +1 m = +1 aber : ms = + * ms = - *

Das Paul i-Ve rbot kann al so auc h folgendermaen formul iert werden :

Innerhalb eines Atoms stimmen niemals zwei Elektronen in allen vier Quantenzahlen berein.

27

1.2.2 Periodensystem der Elemente (PSE)

1.2.2.1 Aufbau des Periodensystems

Die auf Lothar Meyer und D . I . Mendele jew (1868/69) zurck gehende E inte i lung der El e mente in ( waagerechte Ze i l en > Perioden und ( senkrechte Spalten > Gruppen wi rd al s Periodensystem der El emente be ze i c hnet.

Grundl age i s t das Gesetz der Periodizitt:

Die nach ihren Kernladungszahlen geordneten Elemente zeigen eine Periodizitt ihrer Eigenschaften.

Entsprechend stehen in jeder Gruppe Elemente mit hnlichen Eigenschaften.

Perioden: Das PSE umfat s ieben Perioden:

1.Periode ( Vorperi ode ) : 2 Elemente ( H, He ) 2 . Periode (1. kurze Periode): 8 Element e 3 . Periode ( 2 . kurze Periode ) : 8 El ement e 4 .Periode ( 1 . l ange Periode ) : 18 Elemente S .Periode ( 2. lange Periode ) : 1 8 Eleme nte 6 .Periode ( 3 . lange Periode) : 3 2 El emente ?.Periode (4. lange Periode ) : 6 + x Elemente (x kns t l i c h hergestel l te El emente )

Gruppen: Hie r erfolgt e ine Untertei lung in Hauptgruppen und Nebengruppen.

Die Hauptgruppen werden mi t rmi s chen Zi ffe rn gekenn ze ichnet :

I . Hauptgruppe: Al kal ime t al l e (+ H ) -, s -E l ement e I I . Hauptgruppe: Erdalkal imetal l e -J I I I. Hauptgruppe : Erdmetall e I V. Hauptgruppe : Kohl ens t o f fgruppe V. Hauptgruppe: S t i cks toffgruppe p - El emente VI . Hauptgruppe : Chalkogene VI I . Hauptgruppe : Halogene VI I I . Hauptgruppe : Edelgase

Ab der 4 .Periode kommen zust zl i ch d - El e mente in den acht Nebengruppen und in der 6 .Periode die sog . Lantha niden sowie in der ? . Periode die s og . Actiniden hinzu ( beides f -Elemente ) .

Zu den Act iniden gehren auch al le kns t l i c h herge s t el l ten El emente mi t der Ordnungs zahl > 92.

2 8

1

2)

I I I

' c:616tit.iJijn .. .

.. .

. . ." .. .. . .. ...;;. . . . . . .... .. . "'.

..;.. ' . '..: ... ; .. ...'.'.....'. . .. .... ..... ..::.. ..

.. . . . .;s...; .. . . . . . . .Utat .. anues " e, . . (. i

.. . .

----

1, 2, 3, 4. 71 l

Obwohl die Nebengruppen sehr wi cht ige , insbesondere al s Werkstof f e verwendete Elemente enthal ten wie z .B. Kupfer ( l .Nebengruppe ) , Zink ( 2 .Nebengruppe ) oder E i s en ( 8 .Ne

bengruppe ) , eignen s i ch die Hauptgruppen bes ser fr die wei te ren Aus fhrungen .

Zwi s chen PSE und dem Aufbau der Atome bes t ehen zwe i wi cht ige Bez iehungen :

(1) Nummer der Periode = Anzahl der Elektronenschalen = Nummer der uersten Elektronenschale = Anzahl der Rauptenergieniveaus = Nummer des hchsten Hauptenergieniveaus = Hauptquantenzahl n

(2) Nummer der Hauptgruppe = Anzahl der Auenelektronen = Anzahl der Elektronen auf dem hchsten

Hauptenergieniveau

Al s Auenelektronen bez eichnet man di e El ekt ronen auf der uers t en El ekt ronens chal e , wobei e in Atom maximal acht Auenel ekt ronen ( Elekt ronenokt e t t der Edelgase ) be s i t z en kann . Hu f i g werden die E l ektronen - wie nachf ol gend aus s chni t t swe i se ge z e igt - durch Punkt e symbol i s i e rt :

I I I III IV V VI VII VIII

H He , .

. .

Li Be : B : . c : . N : : 0 : ; F : . Ne : . .

. .

.

. . Na Mg : Al : Si : p : : s : : c1 : : Ar :

. .

K Ca : usw .

D i e At ome der Nebengruppenel ement e haben mei s t zwei Aus -senel ekt ronen .

3 0

1 . 2 . 2 . 2 Zusammenhnge : PSE - Wertigkeit und PSE - Metall bzw . Nichtmetallcharakter

PSE und Wert igke i t : Die Anz ahl der Auenel ekt ronen be s t immt die maximale Wert igke i t e ine s El emente s --- >

Nummer der Hauptgruppe = hchste Wertigkeit

Hauptgruppe : I I I I I I IV V VI VI I

hchste Wertigkeit : 1 2 3 4 5 6 7 - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - -weitere Wert igkeiten :

2 3 4 2

5 3 1

Die hchste Wert igkei t errei chen die Elemente in den bi nren Verbindungen mi t Sauerstoff ( Oxide ) . In den ent sprechenden Verb indungen mi t Was serstoff ( Hydride ) wird d i e hchs t e Wert igkei t nur in den Gruppen 1 b i s 4 erre i cht .

Wichtige Ausnahmen : 0 i s t " immer " zweiwert ig F i s t immer einwert ig

Hauptgruppe : I I I I I I IV V VI

hchste Na2o MgO Al203 Si02 P2o5 so3 Wertigkeit gegenber 6 Sauerstoff : 3 4

5 1 2

-

VI I

Cl207

7

- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - -

hchste NaH MgH2 AlH3 SiH4 PH3 H2 S HCl Wertigkeit gegenber 3 4 3 Wasserstoff : 2 1

3 1

Met al l - und Nichtmetal l charakter : Die E l emente werden nach ihren Eigens chaften in Metal l e und Ni chtmetal l e unterte i l t .

In den Hayptgrygpen nimmt der Metallcharakter von oben nach unten zu (Nichtmetall charakter nimmt ab ) .

In den Perioden nimmt bei den Hauptgruppenelementen der Metallcharakter von l inks nach rechts ab (Nichtmetallcharakter nimmt zu) .

METALLCHARAKTER

I I I I I I IV V VI VI I 1 . Periode

I NICHTMETALLE l 2 . Periode B

3 . Periode Al

4 . Periode

S . Periode

6 . Periode At

? . Periode I METALLE l

Der " Treppenzug " ent spri cht der Grenz l inie zwi s chen Metal len und Ni chtmetal l en ( ---> Halbmetal l e ) .

Zunehmender Metallcharakter bedeutet :

... die Atome geben ihre Auenelektronen leicht ab -+ ... s i e haben e ine geringe Elektronenaffinitt -+ ... s i e s ind elektropositiv -+

... s i e bilden l e i cht Kationen ( z . B . Na --> Na+ + e ) -+ ... s i e s ind Basenbildner ( z .B . NaOH )

Zunehmender Nichtmetallcharakter bedeutet :

... ... ... ... ...

die Atome halten ihre Auenelektronen fest und haben das Be s t reben , we itere Elekt ronen auf zunehmen s i e haben e ine hohe Elektronenaffinitt s i e s ind elektronegativ [ J -s i e bilden l e i cht Anionen ( z . B . : c1 + e -- > : i ; ) s i e s ind Surebildner ( z . B . HCl )

3 2

Fr die Elektronegativitt EN gil t nach Paul ing ( EN fr Fluor = 4 al s Be zugsgre ) :

H 2 , 1 *

Li Be B c N 0 F 1 , 0 1 , 5 2 , 0 2 , 5 * 3 , 0 * 3 , 5 * 4 , 0 *

Na Mg Al Si p s Cl 0 , 9 1 , 2 1 , 5 1 , 8 2 , 1 2 , 5 3 , 0 *

K Ca Ga Ge As Se Br 0 , 8 1 , 0 1 , 6 1 , 8 2 , 0 2 , 4 2 , 8

Rb Sr In Sn Sb Te I 0 , 8 1 , 0 1 , 7 1 , 8 1 , 9 2 , 1 2 , 5

es Ba Ta Pb Bi Po At 0 , 7 0 , 9 1 , 8 1 , 8 1 , 9 2 , 0 2 , 2

( * sollte man wi s sen ! )

Einige Anmerkungen zu den Nebengruppen :

aus s chl i el i ch Metal l e ( e ins chl i e! . Lanthaniden und Ac -t iniden )

i . d . R . zwe i Auenel ektronen mehr oder weniger s tark el ekt ropo s i t iv EN zwi s chen 1 , 1 und 1 , 4

3 3

1 . 2 . 3 Chemische Bindung

1 . 2 . 3 . 1 Oberbl ick ber die Bindungsarten

Al s chemische Bindung wird der zusammenhal t von Atomen verstanden , wie er in Moleklen und Kri stal lgittern bes teht .

Die drei Grundbindungsarten s ind :

... ... ...

Atombindung (z . B . im H2 ) J Ionenbindung ( z . B . im NaCl ) Metallbindung (al l e Metal l e ) s i e be schre iben die Bindungsverhl tni s s e in Verbindungen 1 . 0rdnung Den bergang zwi s chen Atom- und I onenbindung bes chre ibt die ..,. polari sierte Atombindung ( z. B . im HCl )

Zust z l i ch gibt e s eine " komplexere " Bindungsart mi t der Be zeichnung :

..,. koordinative Bindung o . Komplexbindung

-, s i e bes chre ibt Verbindungen --' hherer Ordnung (-+Kompl exe )

..,. Die El ekt ronen , die an e iner chemi s chen Bindung bete i l igt sind , be z e i chnet man al s Valenzelektronen (Val enz = Bindung ) .

'

Be i den Elementen der Hauptgruppen s ind dies die Auen el ekt ronen , whrend be i den Nebengruppenel ementen auch Elekt ronen anderer Hauptenergieniveau s an e iner Bindung beteil igt sein knnen .

..,. Ausgehend vom Bohrsehen Atommodell spi e l t be i e iner che mi s chen Bindung die stabile El ekt ronenkonfigurat ion der Edelgase , al so das El ektronenoktett , e ine z entral e Rol l e -----> Oktett -Regel bzw . Oktett -Theorie .

Nachfolgend wird die Atombindung aus fhrl i cher erlutert al s die anderen Bindungsarten , da sie charakteri s t i s ch fr organi s che Verbindungen und dami t auch fr Polymere i s t .

1 . 2 . 3 . 2 Atombindung

Fr die Atombindung exist ieren noch we itere Be z eichnungen mi t nachfolgend aufgefhrten Bedeutungen :

..,. Blektronenpaarbindung : die Atombindung beruht auf der Bildung von geme insamen Elekt ronenpaaren

..,. kovalente Bindung : die Atome s ind " gl e i chwert i g " (ver glei chbare EN)

3 4

- homopolare Bindung : die Bindungspartner s ind ungeladen/ neu t ral ( im Gegens at z zu den e l ektri s ch gel adenen I onen bei de r I onenbindung )

Aus d i e s en Begri f f serluterungen folgt , da e ine " reine " At omb indung nur zwi s chen gl e i chen Bindungspartnern mgl ich i s t , al s o z . B . in Verbindungen wie H2 , N2 oder Cl 2 . Die At omb indung eignet s i ch aber auch s ehr gut zur Bes chre ibung der B indungsverhltni s s e zwi s chen Partnern mi t rel a t iv geringem EN- Unt ers chied . Sol che Verb indungen b e z e i chne t man auch al s unpolare Verbindungen , im Gegensat z zu den polaren Verbindungen ( po l ari s i erte At ombindung) .

Symbol i s i e rung von Atombindungen durch El ekt ronenformeln :

Jede s Auenel ektron wird durch e inen Punkt symbol i s iert :

Jede s E l ekt ronenpaar wird durch e inen S t ri ch symbol i s i ert :

Hu f i g w i rd nur das al s o das gerneinsame nenpaar aufge fhrt :

bindende , El ekt ro -

. .

: Cl ' Cl ' . . . .

j Cl Cl I

Cl - Cl

Ein B indungs s t ri ch i s t al s o nur bei sol chen Verbindungen zul s s ig , deren B indungsverhl tni s s e durch e ine Atombin dung bes chrieben werden !

Atornbindling und Bohrsches Atommodel l ( z . B . Cl 2 ) :

Chl or hat s i eben Auenel ekt ronen : 3 El ekt ronenpaare und 1 ungepaart e s El ekt ron . Zwei Chl oratome knnen das s t ab i l e E l ektronenokt e t t des be nachbart en Edelga s e s Argon erre i chen , indem s i e s i ch unter B i l dung e ine s geme ins amen El ekt ronenpaare s zum Cl 2 - Mol ekl vere inigen :

: Cl ' + Cl : --> : Cl : Cl

. . . . . '

3 5

At ombindung und Orbital - Mode l l :

s - s - u-Bindung im H2 -Molek : Nern s i ch zwe i H-Atome e inander , so kommt e s zu e 1ner Uberl appung der einfach be s e t z t en kugel frmigen s -Atomorbitale ( AO ) unte r Bil dung e ine s vol lbe s e t z ten s - s - u - Moleklorbital s ( MO ) :

s -AO + s -AO --> s - s - u - MO

EJ EJ 0 0-C0 - 00 -

Das Mol eklorbital we i s t ein niedrigeres Energieniveau auf ; die Energiedi fferenz ent spri cht der Bindungsenergie .

Fr Moleklorbitale gi l t die gl ei che Aufenthal t swahr s che inl i chkeit von 9 0 % wie fr Atomorbital e .

Das oben ent standene Mol eklorbital i s t ein s og . u - MO bzw . die ent standene Bindung e ine sog . u - Bindung :

u-Bindungen sind Atombindungen , bei denen s ich die beteil igten Atomorbitale lngs einer Achse vereinigen , so da ein rotationssymmetrisches Moleklorbital entsteht .

u-Bindungen sind sog . Einfachbindungen .

p-p - u -Bindung im Cl2 -Molekl :

p -AO + p -AO --> p - p - u - MO

EJ EJ

Die beiden e infach be s e t z ten p -AO be rl appen und ein mit 2 El ektronen vol lbe s e t z te s p - p - u - MO mit gerem Energieniveau .

bilden niedri -

3 6

s -p- u -Bindung im Hel -Molekl : a - Bindungen s ind auch zwi s chen s -AO und p -AO mgl ich :

s -AO + p -AO --> s - p - a - MO

B zgl . " Symmetrie der Ladungsverteilung " s . Kap.l .2 .3 .6

p-p- -Bindung im N2 -Molekl : Wenn s i ch zwe i N-At ome ent l ang ihrer x -Achse nhern , kann ni cht nur zwi s chen den beiden Px - Orb italen e ine

berlappung zu e iner p - p - a- Ein

f achb indung e intreten , sondern auch zwi s chen den Py - und zwi s chen den Pz - Orbitalen. Dabe i bilden s i ch s og. p -p - n Orb i t al e :

Moleklorbitale , die im Gegensatz zu den u-Orbi talen nicht rotationssymmetrisch s ind, sondern symmetrisch zu einer Ebene l iegen , in der die xAchse verluft , bezeichnet man al s p-p- n- oder kurz n-Orbitale . Die gebildeten -Bindungen sind sog . Mehrfachbindungen : Doel - und Dreifachbindungen .

X

X

N ( l s 2 , 2 s 2 , 2pxl , 2py

l , 2pzl ) + N ( l s 2 , ... ) -->

[ : Px -Px - a -MO ( E infachbindung :

+ Pyl -Ao --> Py -Py - n - MO ( Doppelbindung :

. p:l -Ao + Pz l -Ao --> Pz -Pz - n - MO (Dre i fachb indting :

N2

N-N )

N=N)

NEN}

3 7

Es gil t allgemein : Zwischen zwei Atomen sind maxi mal drei Atombindungen mgl ich und zwar eine a -und zwei K-Bindungen .

Bindungen in organischen Moleklen - Hybridorbitale : Mit Hi l fe s og . Hybridorbitale ( HO ) knnen die Bindungsver hl tni s se i n organischen Verbindungen bes chrieben wer den :

s - und p-Orbitale des gleichen Hauptenergieniveaus knnen sich so berlagern , da daraus untereinander gleichwertige Orbitale neuer Art entstehen , die al s Hybridorbitale bezeichnet werden .

Je nach Anz ahl der bet e i l igten p - Orbitale unters che idet man zwi s chen sp - HO bzw . sp - Hybridi sation , sp2 - und sp3 -HO :

ein s - und ein p - Orbital

zwe i sp-HO mit l inearer Anordnung :

e in s - und zwe i p - Orbitale

dre i sp2 -Ho mit t rigonaler Anordnung :

ein s - und drei p - Orbitale

vier sp3 -Ho mit tetragona ler Anordnung :

Form eine s e inzelnen Hybridorb i t al s :

3 8

Die Hybridi s ierung beim Kohl ens toff wird nachfolgend zur Erklrung der Bindungsverhl tni s s e e infacher organi s cher Kohl enwas serstoffe verwendet :

C im Grundzus tand :

C im angeregten Zustand :

C im hybridi s ierten Zustand :

sp-

B l t l t I 2 s 2 2p2

EJ l t l t l t 2 s 1 2p3

Hybrid-

rn I t I t I t I I t I t I t I t I

I I

Anregungs -

energie

Hybridi s at i ons -

energie

p - Orbitale

rn

H H I I

>

>

C - C-Einfachbindung im Ethan : H - C - C - H I I H H

e ine C - C - a - Bindung : sp3 - sp3 - a -MO sechs C - H - a - Bundungen : s - sp3 - a - MO

C = C-Doppelbindung im Ethen :

e ine c - c - a - Bindung : sp2 - sp2 - a - MO e ine C - C - n - Bindung : p - p - n - MO vier C - H - a - Bindungen : s - sp2 - a - MO

3 9

C - C-Dreifachbindung im Ethin : H - c = c - H

H eine c - c - a -Bindung : sp - sp - a - MO zwei c - c - -Bindung : p - p - - MO zwe i C - H - a - B indungen : s - sp - a - MO

Die Bindungsenergien bet ragen :

C - C - E infachbindung : 3 4 8 kJ/mol C = C - Doppelbindung : 6 15 kJ/mol C - C - Dre i fachbindung : 8 1 2 kJ/mol

Die kovalenten Bindungen im Ethan s ind die gl e i chen wie im Polyethylen :

H , a , H Polymeri sat ion : c = c ,

H

/

-Bindung wi rd H H gef fnet

1 . 2 . 3 . 3 Ionenbindung

> . . -H I

c I

H

u H I - c

I H

H H H H I I I I

- c - c - c - c I I I j H H H H

Die I onenb indung i s t charakteri s t i s ch fr Sal ze , die aus Kat ionen und Anionen aufgebaut s ind .

Die Ionenbindung ist ein Bindungszustand , bei dem eine stabile Elektronenanordnung durch den bergang von Elektronen von Atomen eines Ele mentes zu Atomen eines anderen Elementes erreicht wird . Die I onenbindung ist nur mgl ich zwischen einem elektropositiven Element

Beispiel : I onenbindung i m NaCl

Das Nat r iumatom gibt sein Auenelektron ab und erre i cht al s Na+ - Kat i on die El ekt ronenkonf igurat ion de s Neon :

Na -->

-- > l s 2 2 s 2 2p 6

EJ EJ l t l t l t l D Das vom Nat rium abgegebene El ekt ron wi rd vom Chl oratom auf genommen . Das ent stehende Cl - - Anion erhl t dadurch die El ekt ronenkonf igurat ion de s Argon :

: c1 + e -->

1 s 2 2 s 2 2p 6 3 s 2 3p5 -->

EJ EJ l t l t l t l EJ l t l t l t 1 s 2 2 s 2 2p6 3 s 2 3p 6

EJ EJ l t l t l t l EJ l t l t l t l Zwi s chen den Anionen und Kat i onen be s t ehen elektrostati

sche Anz iehungskrfte ( Coul ombs che Krfte ) , die gl e i ch mig nach al l en S e i ten wi rken . Hieraus ergibt s i ch , da s i ch die I onen in e iner be s t i mmten Art und We i se ruml i ch zu e inem Kristallgitter , spe z i e l l I onengit t e r , anordnen :

O Ladungs s chwerpunkt der Cl - -Ani onen

e Ladungs s chwerpunkt der Na+ - Kat i onen

4 1

D i e s t arken Anz iehungskrfte s ind die Ursache fr die hohen Schmel zpunkte von Sal zen ( z . B . NaCl : 8 0 0 C ) .

In wriger Lsung und in der S chmel z e leiten S al e den elekt r i s chen S t rom ; Sal ze s ind Ionenleiter .

1 . 2 . 3 . 4 Metallbindung

Metal l e und deren Legierungen kri stal l i s ieren in Form von Metallgittern , in denen die Gitterpunkte durch pos i t iv ge l adene Metal l i onen be set z t s ind .

Die abge spa l tenen Val enz elektronen ( z . B . 3 s l be im Natrium : Na ---> Na+ + e oder 4 s 2 beim Cal c ium : Ca ---> ca2 + + 2 e ) bewegen s i ch mehr oder weniger f rei zwi s chen den Atomrmpfen --- > s og . Elektronengas -Modell .

0

Na+ 0 Na+

0 0

Na+ Na+

Na+

G

Na+

0 0 0

Na+ Na+ Na +

G 0 Na+ Na+ Na+

0

Na+

0 0

Na+

0 Na +

0

Na+

0

Der Zus ammenhalt de s Metal lgit ters kommt durch die elektrostatischen Anziehungskrfte zwis chen den Metallkat i o nen und den Elektronen zustande .

Durch das " bewegl i che " El ekt ronengas z e igen Metalle im Gegensat z zu den Sal z en im f e s ten Zus t and eine elektri s che Lei t f higke i t ; Metal le s ind Elektronenleiter .

In der Regel s t e igt der Zusammenhalt im Metal lgit ter und dami t auch der S chmel zpunkt ( Smp . ) der Metal l e mi t stei gender Anz ahl der Val enz elekt ronen :

z . B . : Nat rium ( Smp . = 9 8 C ) , Cal c ium ( Smp . = 8 5 1 C )

. 4 2

1 . 2 . 3 . 5 Koordinative Bindung

Be im Ent s t ehen e iner Kompl exverbindung werden an das sog . Zentralatom ( bzw . - ion ) andere At ome oder At omgruppen ( bzw . I onen ) , die al s Liganden be z e i chnet werden , angel agert .

Im Gegensat z zur Atombindung s t ammen die Bindungselekt ronen nur von einem Bindungspartner .

Als Zent ralatom knnen sowohl Ni chtme t all atome al s auch Metal latome ( bzw . I onen ) auf t reten . Im 1 . Fall s t ammen die bindenden El ekt ronenpaare vom Zentralatom ( Z ) , im 2 . Fal l vom Liganden ( L ) .

Die Anz ahl der das Zent ralatom umgebenden Liganden wi rd als Koordinationszahl be z e i chne t . S ie bet rgt hufig 4 ( te t raedri s che Komplexe ) oder 6 ( okt aedr i s che Kompl exe ) , in einigen Fl l en auch 3 .

Z ent ral atom = Ni chtme tallatom : Die wi cht igs ten Be i spiele s ind die Sal z e der S auers tof fhai t igen S uren ( s . Kap . 2 ) , in denen die S urere s t i onen Komplexionen s ind . Die Kat i onen und Ani onen wiederum b i l den e in I onengi t t e r .

S alze der S chwefel s ure , z . B . Na2 so4 :

+ so 2 -4 komplexe s Sul fat ion

Sal z e der S alpetersure , z . B . NaN03 :

-- > Na+ + NO -3 kompl exe s Ni t rat i on

0 t

o - s o -!-0

2 -

Zent ralatom = Me tallatom ( - ion ) : Be i diesen Verb indungen handelt es s i ch um die " klas s i s chen " Komplexverbindungen . Vorau s s e t zung i s t das Vorhandense in von d - Orbitalen , so da diese Kompl exe typ i s ch s ind fr die Nebengruppenelemente wie z . B . E i sen oder Kupfer . Bei den Komplexs al z en unt ers che idet man zwi s chen Anionen und Kat ionenkomplexen :

4 3

Anionenkomplex , z . B . Kal ium- hexacyano - ferrat ( I I ) :

K4 [ Fe ( CN ) 6 ] --- > 4 K+ + [ Fe ( CN ) 6 ]

4 -

Anionenkomplex

Zent ral ion : Fe2 + Liganden : CN-

CN CN

.t........- CN

Fe CN A t ' CN

CN

Kationenkomplex , z . B . Tet rammin - kupfer ( I I ) - sul fat :

Zentral ion : Cu2 + Liganden : NH3

Kat ionenkomplex

+ so 2 -4

Anmerkung zur Schreibweise : zuerst Kat i on , dann Ani on und kompl exe I onen in eckige Kl ammern set z en

1 . 2 . 3 . 6 Polarisierte Atombindung und Nebenvalenzbindungen

Pol ari s ierte Atombindung und Dipolmolekle :

Eine reine Atombindung wie s i e z . B . im H2 - Molekl vorl iegt bedeutet , da die Ladungsdi chte der Bindungselektronen ge nau in der Mitte zwi s chen den Atomkernen der Bindungspart ner am grten i s t . Anders ausgedrckt : Innerhalb des Mol e kl s fl l t der S chwerpunkt der negat iven Ladungen mi t dem S chwerpunkt der pos i t iven Ladungen zusammen . Sol che Mol ek l e bzw . Verbindungen s ind unpolar .

Je grer der RN-Unterschied zwi s chen den Bindungspartnern wird , desto s trker z ieht der Atomkern de s s trker elekt ro negativen El emente s die Bindungselektronen zu s i ch herber

44

und die Ladungsverteilung wird unsynunetri s ch . Das Mol ekl ze igt dann auf der einen Seite eine geringe pos it ive , auf der anderen Seite eine geringe negat ive Ladung . Man spri cht in die sem Fal l von Partialladungen ( Te i l l adungen )

Atombindungen , bei denen die beteil igten Atome infolge von RN-Unterschieden Partialladungen tragen , bezeichnet man al s polarisierte Atombindungen (bergang zur Ionenbindung) .

Ein Molekl , das zwei entgegengesetzt elektrisch geladene Seiten hat , bezeichnet man al s Dipolmolekl . Die entsprechenden Verbindungen heien polare Verbindungen .

Kennzeichnung :

- Part iall adungen : + bzw . - al s Unters cheidung zu den echten Ladungen + bzw . - der I onen

- Dipol (mol ekl ) : (+ -)

Bei spiele fr pol ari s ierte At ombindungen/Dipolmolekle :

+

+

+ H - Cll

H ""-.. H - NI H /

Nebenvalenzbindungen :

EN = 3 , 0 - 2 , 1 = 0 , 9

EN = 3 , 0 - 2 , 1 = 0 , 9

EN = 3 , 5 - 2 , 1 = 1 , 4

Die chemi s che Bindung innerhalb e ines Mol ekl s wie z . B . H - H be z e i chnet man auch al s Hauptvalenzbindung . In Abgrenzung zur Hauptval enzbindung " innerhalb " von Mol eklen , bez e i ch net man den Zusammenhai t bzw . d i e zwi s chen den Mol eklen wirkenden Anz iehungskrfte al s Nebenvalenzbindungen bzw . al s Zwischenmolekulare Krfte oder auch al s Wechselwirkungen . Da die Nebenval enzbindungen erstmal s 1 8 7 3 von van der Waal s pos tul iert wurden , be z e ichnet man diese auch al s van der Waal ssche Bindung oder kurz van der Waals -Krfte ( vgl .

4 5

hierzu den Term a/v2 in der van der Waal s - Gl e i chung fr re ale Gase Physik - bzw . Wrmetechnik - Vorl esung ) .

Es wird zwi s chen drei Arten von Nebenvalenzbindungen unt e r s chieden :

Dispersionswechselwirkungen

Dipol -Dipol -Wechselwirkungen

Wasserstoffbrckenbindungen

Wie die nachfolgenden Aus fhrungen zeigen werden , knnen al l e zwi s chenmol ekul aren Krfte l et z t l i ch auf elektro s t a t i s che Wechselwi rkungen zwi s chen entgegenges e t z ten Ladungen zurckge fhrt werden .

Dispersionswechselwirkungen : S i e wi rken zwi s chen a l l en Mol ekl en bzw . Atomen ; e s s ind die einz igen Wechselwi r kungen zwi s chen unpolaren Moleklen wie H2 , N oder auch Kohl enwa s s erstoffen wie z . B . Ethan bzw . zw1 s chen den Atomen der Edelgase .

Erl uterung anhand der WW ' en zwi s chen Hel iumatomen :

Nhern s i ch zwei oder mehrere e inander , so knnen die Kerne und die s i ch s chne l l bewegenden Elekt ronen ber endl i che Zei tabs chni tte Konfigurat ionen bilden ,

kugel frmige Hel iumatome

die zu s chwachen el ekt ro s t at i s chen Anz iehungen zwi s chen Atomkern 1 und El ekt ronenhl l e 2 ( u . u . ) fhren .

2

' + +

Diese WW ' en zwi s chen " indu z ierten Dipol en " be z e ichnet man al s D i spers ionswechselwirkungen . S i e s ind rel at iv s chwach und haben nur eine rel at iv geringe Re i chweite .

Dipol -Dipol -Wechselwirkungen ( kurz pol aren Verbindungen wie HCl , NH3 oder H2 0 kommen zust z l i ch noch die s t rkeren el ekt ro s t at i s chen Anz iehungskrfte zwi s chen den permanenten Dipol en hinzu .

Dipol - WW ' en ) : Bei den

(+ - } (- +)

Die Dipol - WW ' en s ind umso grer , j e grer das " D ipol moment " , d . h . das Produkt aus dem Abstand der Pol e ( La dungs s chwerpunkte ) und der Pol s trke ( Pol l adung) i s t .

Was serstoffbrckenbindungen : Bei Dipolmoleklen , an de nen wie z . B . be im H2 o H -Atome bete i l igt s ind , knnen s i ch sog . Was serstof fbrcken ausbilden :

4 6

Be i den H-Atomen i s t die pos i t ive Part iall adung auf einen sehr kl e inen " Raum" konz entriert , s o da die elektrostat i s che Anz iehung zwis chen diesen und s tark elektronegat iven El ementen sehr gro i s t . Hierdurch ent s t e hen zwi s chen benachbarten Mol ekl en zwar ke ine echten Bindungen , aber so s t arke Wechselwirkungen , da man in diesem Fal l von Was serstof fbrckenbindungen spri cht , die - wie be im Was ser - zu relativ groen Moleklaggregaten fhren :

- + iO - H

I + H

1 0 - H 10 - H 1 0 - H I I I

H H H

Beispiele fr was serstof fbrckenbildende Mol eklgruppie rungen s ind :

- 0 - H

- N- H

H - F

H2 0 , Alkohole und Carbonsuren ( s . Kap . 4 )

NH3 , Amine ( s . Kap . 4 ) , Polyamide und Polyure thane ( s . Kuns t s to f f chemie )

Flusure ( s . Kap . 2 )

Bedeutung der Nebenvalenzbindungen : S i e s ind fr den zu sammenhal t zwi s chen den Mol eklen verantwort l i ch und ms s en z . B . beim Verdampfen e iner Fls s igkei t gel s t bzw . berwunden werden . Die s i ch al s Folge der s tarken H- Brcken b i ldenden Mol e kl aggregate s ind z . B . beim Was ser die Ursache fr den ext rem hohen S iedepunkt von 1 0 0 C , whrend das ( " grs sere " ) H2 s gas frmig i s t . We itere Bei spiele folgen in Kapitel 4 .

4 7

1 . 2 . 3 . 7 Wertigkeitsbegriffe und Oxidat ionszahl

Der Wert igke it sbegri f f wurde bere i t s in den Kapiteln 1 . 1 . 7 und 1 . 2 . 2 . 2 behandelt . In die s em Kapitel erfolgt e ine Erweiterung sowie die Einfhrung der Oxidat ions zahl .

Stchiometrische Wertigke i t : Die Wert igke it e ine s El ement e s gibt an , mi t wieviel einwertigen Atomen ( H -Atomen ) s i ch ein Atom die s e s Elementes verbinden kann . Da ni cht von al l en El ementen Verbindungen mi t Was serstoff bekannt s ind , kann auch der ( fast immer ) zwe iwert ige Sauer stoff al s Be zug verwendet werden . Da s i ch in e iner chemi s chen Verbindng die Wert igke i t en der beteil igten Atome gegenseitig abstt igen , kann mi t Hil fe de s Wert igke it sbegri f f e s die Summenformel e iner chemi s chen Verbindung aufgestel l t werden bzw . umgekehrt aus der Summenformel die Wertigke it ermittel t werden .

Die nachfolgende Auflistung enthl t wi cht ige Oxide der El e mente aus vers chiedenen Haupt - und Nebengruppen ( die Pr f ixe mon ( o ) , di , tri , tetr ( a ) und pent ( a ) s tehen fr 1 - , 2 -. . . 5 -mal ) :

.. 2 . Hauptgruppe : Cal c iumoxid CaO ( Ca : 2 - wert ig)

.. 3 . Hauptgruppe : Aluminiumoxid Al 2 03 (Al : 3 - wert ig)

.. 4 . Hauptgruppe : Kohl enmonoxid CO ( C : 2 - wert ig) Kohl endioxid C02 ( C : 4 - wert ig) S i l i c iumdioxid S io2 ( S i : 4 - wert ig)

.. 5 . Hauptgruppe : (Di ) Phosphorpentoxid P2 05 ( P : 5 - wert ig)

.. 6 . Hauptgruppe : S chwefeldioxid so2 ( S : 4 - wert ig) S chwefel tri oxid so3 ( S : 6 - wert ig)

Bei den Verbindungen der Nebengruppenel emente i s t statt der Prf ixe me i s t d i e Wert igkei t Be s t andte i l

Nebengruppen :

de s Namens .

( Cu : 1 - wert ig) ( Cu : 2 - wert ig) ( Fe : 2 - wert ig) ( Fe : 3 - wert ig) ( Mn : 4 - wert ig )

Kupfer ( I ) - oxid cu2 o Kupfer ( I I ) - oxid CuO E i sen ( I I ) - oxid FeO E i s en ( I I I ) - oxid Fe2 o3 Mangan ( IV) - oxid Mno2

(Mangandioxid , Braunstein)

I onenwertigke it : Hierunter versteht man die pos i t ive oder negat ive Ladung e ines I ons ( Wert igkei t plus Vorz e i chen ) .

Natriumchlorid NaCl : Wertigke i t Na : I onenwert igkei t Wert igke i t Cl : I onenwert igkei t

1 Na+ : + 1

1 Cl - : - 1

4 8

.. Wert igke it Ca : I onenwertigke it Wert igkeit NO : I onenwert igke1t

2 ca2 + : + 2

1 N03 - : - 1

Oxidations z ahl : Zur Berechnung der Bindungsverhl tni s se in Mol eklen wie z . B . so2 , NH3 oder H2o und in kompl exen I onen wie z . B . dem Sul fat - oder Ni t rat 1on erwe i s t e s s i ch al s zweckmig , diese so zu behandeln , al s wren s i e aus I onen aufgebaut . Hierzu wi rd die sog . Oxidations z ahl verwendet :

Die Oxidationszahl gibt an , welche Ladung ein Element in einer bestimmten Verbindung haben wrde , wenn alle beteil igten Elemente in Form von Ionen vorliegen wrden . Die elektropositiven Elemente in einer Verbindung erhalten positive , die elektronegativen Elemente negative Oxidationszahlen .

.,. Molekle : Summe der Oxidat ions z ahlen = Nul l

Be i spiel H20 : 0 erhl t al l e Bindungsel ekt ronen ,

H ,'....._ I () I :;;.

H , .

\

Oxidat ion s z ahl en H : + 1

0 : - 2

2 * ( + 1 ) + ( - 2 ) = 0

.. Einfache Ionenverbindungen : Oxidat ions z ahl = I onenwert i gke it

Bei spiel CaCl 2 : Oxidat ions z ahlen Ca : + 2 Cl : - 1

( + 2 ) + 2 * ( - 1 ) = 0

.,. Komplexe Ionen : Summe der Oxidations z ahl en = uere La dung des I ons

! ! ! Sauerstoff hat " immer " die Oxidationszahl - 2 ! ! !

Bei spiel so42 - : Wel che Oxidat i ons zahl hat S ?

X + 4 * ( - 2 ) = - 2 ; X = + 6 + 6 - 2 2 [ s 04 J

-

( Huf ig s chreibt man die Oxida t i ons z ahl en ber die Symbol e der bet re f fenden El ement e . )

4 9

Regeln zur Ermittlung der Oxidations zahlen :

( 1 ) Fre ie El emente haben die Oxidat ions zahl 0 ( auch die Mol ekle H2 , 02 , N2 , F2 , . . . , J2 )

Nachfolgende Aus s agen gel t en fr Verbindungen :

( 2 ) Al l e Metal le haben pos i t ive Oxidat ions z ahl en ( 1 . - 3 . Hauptgruppe : Z ahl enwert = Gruppennummer )

( 3 ) Bor und S i l i c ium haben pos it ive Oxidat ions z ahl en

( 4 ) Was serstoff hat - auer gegenber Metal l en -die Oxidat ions z ahl + 1 , Sauers t o f f " immer " - 2 Fluor - 1

immer und

( 5 } Die Summe der Oxidations z ahl en i s t in Mol ekl en Nul l und i n komplexen Ionen gl e i ch der Ladung de s Ions ( s . oben )

Anderung der Oxidationszahl bei chemischen Reaktionen :

Be i spiel e : 0 0 +1 - 1 H2 + Cl 2 --> 2 H Cl

0 0 +1 - 1 2 Na + Cl 2 --> 2 Na Cl

0 0 +4 - 2 s + 02 --> s 02

Die Zunahme der Oxidationszahl bezeichnet man al s Oxidation und die Abnahme al s Reduktion ( s . Kap . 2 . 2 } .

5 0

1 . 3 bungsaufgaben zu Kapitel 1 zu 1 . 1 . 7

( 1 ) Entwickeln S ie die Sununenf ormeln von Cal c iumni t rat , Ei sen (I I ) - sul fat , E i s en ( I I I ) - sul fat und Z inkphosphat .

zu 1 . 1 . 8 (2 ) Vervol l s tndigen Sie nachfolgende Reakt i onsgl e i chungen :

Fe2 o3 + HCl --> FeC1 3 + H2 0

N2 + H2 ______:.., NH3 ..------

KCl03 --> KCl + 02

Na + H2 0 --> NaOH + H2

zu 1 . 1 . 9 und 1 . 1 . 10 ( 3 ) Wie gro i s t die relat ive Mol eklma s s e Mr und die Mol

mas s e M der Verbindungen so3 , co2 , NH3 , Fe ( OH ) 3 , caco3 und KClo3 ?

zu 1 . 1 . 10 und 1 . 1 . 11 ( 4 ) Wel cher Stof fmenge n ent sprechen l O Og S03 ?

Wel cher Mas s e m und wel chem Volumen v ent sprechen Smol co2 ?

Wieviel Mol ekle enthalten 3 4 g NH3 ?

( 5 ) Wieviel kg S t i ckstoff (N2 ) s ind in e iner 5 0 L i t e r " Ga s f l asche " be i 2 0 C und einem Druck von 2 0 0 bar enthal t en ?

zu 1 . 1 . 12 ( 6 ) Be im Glhen von Fe ( OH ) 3 bei 6 0 0 C ent steht Fe2 o3 und

Was serdampf . Wie gro i s t der proz entual e Mas senverlu s t ?

( 7 ) Cal c iumcarbonat ( Caco3 ) bildet durch Zugabe von S al z sure (HCl ) Cal c iumchlorid ( Cacl 2 ) , Was ser und das Gas Kohl endioxid ( C02 ) . Wieviel Liter C02 unter NB ent s t ehen aus 1kg Cal c iumcarbonat ?

( 8 ) Wieviel Kal iumchl orat wird zur Bildung von 5 0 L i t e r S auers tof f von 2 7 C und 1 , 0 5 bar bent igt ? ( Reakt i onsgl e i chung s . ( 2 ) )

5"1

... zu 1 . 2 . 1 . 4

( 9 ) Wie l autet die El ekt ronenkonfigura t i on von S chwefel und von Cal c ium ? Verwenden S i e j ewe i l s die aus fhrl i che S chre ibwe i se und di e vereinfachte S chreibwe i se unt er zur Hil fenahme der Edelgaskonfigurat ion .

... zu 1 . 2 . 3 . 7 ( 1 0 ) Ermi t teln S i e unter Verwendung der 5 Rege l n die Oxida

t i ons zahlen al ler El emente in fol genden Verbindungen : S chwefel sure ( H2 so4 ) , Cal c iumphosphat ( Ca ( P04 ) 2 ) , Nat ri umhydroxid ( NaOH } , Brom ( Br2 ) und S i l i c iumd1oxid ( S i02 ) .

5 2

L sungen de r bungsau fgaben zu Kap i t e l 1

Lsungen de r b

ungsaufgaben zu Kapitel 1

L sungen de r bungsaufgaben zu Kapitel 1

Lsungen de r bungsaufgaben zu Kapitel 1

Lsungen der bungsaufgaben zu Kapitel 1

Lsungen de r bungsauf gaben zu Kap i t e l 1

L sungen der bungsaufgaben zu Kapitel 1

Lsungen de r bungs auf gaben zu Kap i t e l 1

2 WICHTIGE REAKTIONSTYPEN IN DER ANORGANISCHEN CHEMIE

Whrend in der organi s chen Chemi e ( s . Kap . 4 ) Moleklreaktionen , d . h . Reakt ionen zwi s chen neutralen Mol eklen von grerer Bedeutung s ind , s ind in der anorgani s chen Chemie die Ionenreaktionen vorherrs chend . Desweiteren spielen Re akt i onen eine groe Rol l e , be i denen s i ch die Oxida t i ons z ahl en der Reakt ionspartner ndern ; diese Reakt ionen werden al s Redoxreaktionen be z e i chnet .

2 . 1 Ionenreaktionen und die Begriffe Sure , Base , Sal z

Ionenreaktionen sind chemische Vorgnge , die in wriger Lsung oder in der Schmelze zwischen mehr oder weniger frei bewegl ichen Ionen ablaufen .

Im Gegensat z zu Reakt ionen zwi s chen Mol eklen ,

z . B . + 2 NH3

bei denen Bindungen gel s t und neu gebildet werden ms sen , verl aufen I onenreakt ionen ext rem s chnel l .

2 . 1 . 1 Elektrolytische Dissoziation und der Elektrolyt begriff

Der Zerfall von ( Ionen- ) Substanzen in der Schmel ze oder in wriger Lsung in mehr oder weniger frei bewegl iche Ionen bezeichnet man als elektrolytische Dissoz iation .

Beispiel : Natriumchl orid , NaCl , l iegt in der S chme l z e und in wriger Lsung in Form von Na+ - und Cl - - I onen vor :

NaCl ---- > Na+ + Cl -

In wriger Lsung erfolgt die el ektrolyt i s che D i s s o z iat i on unter dem Einflu der Dipolmol ekle de s Was sers . Im di s so z i ierten Zus t and umgeben die Was sermol ekle die I onen al s s og . Hydrathlle .

53

Anode und Katode Anion und Kat ion :

In der S chme l z e und in wriger Lsung bewegen s i ch die Ionen regel los . Be im Anl egen einer Gl eichspannung wandern sie hingegen infolge der el ekt ros tat i s chen Anz iehung zu der El ekt rode mi t der entgegenge set z t en Ladung :

0 ----.

1--

- Pol he it Katode

positive Ionen wandern zur Katode

s ie werden Kationen genannt

wi cht ige Kat ionen s ind :

Na+

Cl -

Metal l ionen : Na+ , Cu2 + , . . .

Was sers t o f f ion : H+

Ammoniumion : NH4+

Na+ Cl - -----)

Cl - __.,.

.----- 0

-

+ Pol he it Anode

negative Ionen wandern zur Anode

s i e werden Anionen genannt

wi cht ige Anionen s ind :

Surere s t i onen : Cl - , No3 -

Hydroxidion : OH -

El ekt rolyt e und Nichtelektrolyte :

Substanzen , die der elektrolytischen Dis soz iation unterl iegen , und somit in der Schmel ze oder in wriger Lsung den elektrischen Strom leiten , werden al s Elektrolyte bezeichnet .

Speziell die Ionensubstanzen , die bereits im Kristallgitter in Form von Ionen vorl iegen ( z . B . NaCl , NaOH) und somit den elektrischen

Strom bereits in der Schmel ze leiten , heien echte Elektrolyte .

5 4

2 . 1 . 2 .

Verbindungen , die erst in wriger Lsung dis soz iieren wie z . B . HCl

! ! ! Ca ( OH ) 2 Al ( OH ) 3 NH40H

Cal c iumhydroxid Aluminiumhydroxid Ammoniumhydroxid

Die wrigen Lsungen der Basen werden hufig al s Laugen be z e i chnet .

z . B . : NaOH KOH

Natronl auge Kal i l auge

Suren : Be i den S uren i s t e s hil f re i ch , wenn man s i ch deren Namen geme insam mi t den Namen der Sure re s t i onen einprgt .

z . B . :

Salze :

z . B . :

! ! !

HCl Chl orwa s sers t o f f ( gas frmig) Sal z sure ( wrige Lsung )

HCl r=== H+ + Cl - ( Chloridion )

H2 S S chwe felwas serstof f

H2 S 2 H+ + s 2 - ( Sul f idion )

HN03 Salpetersure

HN03 H+ + N03 - ( Ni t rat ion )

H2 S04 S chwefel s ure

H2 S04 2 H+ + so4

2 - ( Sul fat ion )

H3 P04 Phosphorsure

H3 P04 3 H+ + P04

3 - ( Phosphat ion )

HC104 Perchl orsure

HCl04 H+ + Cl04 - ( Perchl orat ion )

H2 C03 Kohl ens ure

H2 C03 2 H+ + co3

2 - ( Carbonation )

Name de s Metal l s + Name de s Surere s t i ons

KCl Kal iumchl orid Na2 s Natriumsul f id CaC03 Cal c iumcarbonat NH4N03 Ammoniumni trat

Die Endung - id i s t charakteri s t i s ch fr die S urere s t ionen der sauers t o f f f re i en S uren und die Endung - at fr

5 6

die der sauerstof fhalt igen Suren mi t der hchs ten Oxi dat ions z ahl .

Mehrbas ige Suren :

Suren mi t mehreren Was sers toffatomen im Mol ekl bezei chnet man al s mehrbas ige Suren . HCl i s t e ine e inbas ige , H2 so4 eine zwe ibas ige und H3 Po4 eine dre ibas ige Sure .

Bei mehrbas igen Suren erfolgt die Di s soz iat ion s tufenwei se .

z . B . : +

+

HCO -3

CO 2 -3

( Hydrogencarbonat ion )

( Carbonat i on )

Hers tellung :

Suren : Ni chtmetal l oxid + Was ser --- > Sure

Basen : Metal l + Was ser ---> Base + Was serstof f ( l . Hauptgruppe )

Metal l oxid + Was ser --- > Base ( 2 . Hauptgruppe )

Sal ze : Metal l + Sure --- > Sal z + Was sers t o f f

2 . 1 . 3

Zn + 2 HCl ---> ZnC1 2 + H2

Metal l oxid + S ure ---> Sal z + Was ser

Base + Sure ---> Sal z + Was ser ( Neut ral i sat ion )

Strke der Suren und Basen : Dissoziationsgrad

Die vers chiedenen Suren und Basen unterl iegen in unters chiedl i chem Mae der el ekt rolyt i s chen D i s s o z i a t i on . Al s Mazahl wird der s og . Dissoziationsgrad a verwendet .

5 7

Der Dissoz iationsgrad Ol eines potentiellen Elektrolyten ist der Quot ient aus der Anzahl der di ssoz iierten Molekle und der Anzahl der insge samt vorhandenen Molekle :

Anzahl dissoz iierter Molekle Ol == s 1

Gesamtzahl der Molekle

Oi i s t abhngig von : - der Art de s pot ent i el l en E l ekt rolyten - der Konz entrat ion (Oi s t e igt mi t abnehmender Konz . ) - der Temperatur ( Oi s t e igt mi t zunehmender Temp . )

Potent i e l l e El ektrolyte werden hufig in sehr s tarke b i s sehr s chwache El ektrolyte unterte i l t . D i e nachfolgende Einteilung gil t fr ca . 1 mol are Lsungen be i Raumtemperatur :

Suren ( z . B . ) Ol [%] Strke Basen ( z . B . )

HN03 , HCl 7 0 - 1 0 0 sehr s tark KOH , NaOH H2 S04 2 0 - 7 0 -i> s tark Ca ( OH ) 2 H3 Po4 1 - 2 0 -i> mi ttel s tark AgOH E s s igsure 1 ) 0 , 1 - 1 -i> s chwach NH4 0H H2 C03 , H2 S , HCN

2 ) < 0 , 1 -i> sehr s chwach Al ( OH ) 3

( 1 ) organ i s che Sure -i> Kap . 4 ; 2 ) Blausure )

Bei mehrbas igen Suren i s t die 2 . ( und 3 . ) Di s soz iat ions s tufe unvol l s t ndiger al s die 1 . .

2 . 1 . 4 Neutral isation und Hydrolyse

Unter (einer) Neutral isation ( sreaktion) versteht man die Vereinigung von Was serstoffionen und Hydroxidionen zu Was sermoleklen .

z . B . Neutral i sat i on von Kal i l auge mi t Sal z sure :

HCl + KOH --- > KCl + H2 0

5 8

Da Sal z sure und Kal i l auge in wriger Lsung in di s s o z i ierter Form vorl iegen , handel t e s s i ch um e ine typ i s che I o nenreakt ion :

H+ + Cl - + K+ + OH - --- > K+ + Cl - + H2 0

Die Metal l - und Surere s t i onen bl e iben be i der Neutral i s a t i on unverndert , so da die eigent l i che Neutral i sat i ons reakt ion l edigl i ch in der Bildung von H2 o aus H

+ und OH be s t eht :

allgemeine Ionengleichung der Neutral isation :

Neutral sal ze : Sal z e , die - wie KCl - aus s tarken Suren und s tarken Basen gebildet werden , reagieren neutral und werden de shalb al s Neut ral sal z e bez e i chnet . Beim Lsen in Was ser unterl iegen s i e der el ekt rolyt i s chen Di s s oz iation .

Nichtneutral sal ze : Hierunter versteht man al l e Sal z