Anorganische Nomenklatur (Namensgebung)

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1 Anorganische Nomenklatur (Namensgebung) Elemente: Massenzahl Ionenladung E Ordnungszahl Anzahl Formeln: - Der elektropositive Bestandteil (Kation) soll stets an erster Stelle stehen; z.b. KCl, CaSO 4 - In Formeln binärer Verbindungen aus Nichtmetallen wird der Bestandteil zuerst genannt, der in der folgenden Reihe früher steht: Rn, Xe, Kr, B, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, S, At, I, Br, Cl, O, F z.b. XeF 2, NH 3, H 2 S, S 2 Cl 2, Cl 2 O, OF 2 Namen (systematische) : - Der Name des elektropositiven Bestandteils wird nicht verändert; er wird zuerst genannt. Sind 2 oder mehr unterschiedliche Kationen vorhanden, so werden sie in alphabetischer Folge genannt, Säure-Wasserstoff in sauren Salzen jedoch immer (als Hydrogen ) als letztes Kation genannt. - Ist der elektronegative Bestandteil einatomig oder homopolyatomig, so erhält sein Name die Endung -id.

2 Bei binären Verbindungen der Nichtmetalle erhält der Name desjenigen Elementes, das gemäß obiger Reihe an späterer Stelle steht, ebenfalls die Endung -id. z.b. Natriumchlorid (Kochsalz, Steinsalz), Calciumsulfid, Arsenselenid, Lithiumnitrid, Nickelarsenid, Borhydrid, Hydrogensulfid (Schwefelwasserstoff), Kohlenstoffdisulfid (Schwefelkohlenstoff), Schwefelhexafluorid, Sauerstoffdifluorid, Natriumhydrogensulfid - Ist der elektronegative Bestandteil heteropolyatomig, so wird die Endung at verwendet. So werden Anionen von Elementsauerstoffsäuren mit der Nachsilbe -at bezeichnet, wenn das Element in einer gebräuchlichen Oxidationsstufe vorliegt. Liegt das Element in einer tieferen oder höheren Oxidationsstufe vor, so werden meist die Nachsilbe -it, die Vorsilbe hypo, bzw. die Vorsilbe per verwendet. z.b. Cl - Chlorid aber ClO - 3 Chlorat Cl: +5 ClO - 4 Perchlorat Cl: +7 ClO - 2 Chlorit Cl: +3 ClO - Hypochlorit Cl: +1 S 2- Sulfid aber SO 4 2- Sulfat S: +6 SO 3 2- Sulfit S: +4 NO 3 - Nitrat, NO 2 - Nitrit; AsO 4 3- Arsenat, AsO 3 3- Arsenit; usw.

3 Die Benennung der Säuren, von denen sich die auf -at endenden Anionen ableiten, erfolgt durch Anhängen des Wortes Säure an den Elementnamen bzw. an einen Spezialnamen. z.b. Chlorsäure HClO 3, Schwefelsäure H 2 SO 4, Arsensäure H 3 AsO 4, Kohlensäure H 2 CO 3, aber Salpetersäure HNO 3 Säuren, die sich von auf -it endenden Anionen ableiten, werden durch Anhängen des Ausdrucks -ige Säure an den Element- bzw. Spezialnamen gebildet. z.b. Chlorige Säure HClO 2, Schweflige Säure H 2 SO 3, Salpetrige Säure HNO 2 Die Säuren mit solchen Oxidationsstufen des Zentralelements, dass deren Anionen mit den Vorsilben per oder hypo bezeichnet werden, erhalten diese Vorsilben ebenfalls in der gezeigten Form: Perchlorsäure HClO 4, Hypochlorige Säure HClO Wird ein Sauerstoffatom einer Elementsauerstoffsäure durch die Peroxogruppe O-O oder durch Schwefel ersetzt, wird die Bezeichnung Peroxo oder Thio vor den Namen der Säure gesetzt: H 2 SO 5 Peroxoschwefelsäure, H 2 S 2 O 3 Thioschwefelsäure

4 Die stöchiometrische Anzahl einer Elementart in einer Verbindung kann mit vorangestellten griechischen Zahlwörtern benannt werden: NaH 2 PO 4 Natriumdihydrogenphosphat Na 2 HPO 4 Dinatriumhydrogenphosphat SF 6 Schwefelhexafluorid SF 4 Schwefeltetrafluorid XeF 2 Xenondifluorid mono, di, tri, tetra, penta, hexa, hepta, octa, nona, deca, undeca, dodeca

5 Quantenzahlen n, l, m l charakterisieren die Atomorbitale Hauptquantenzahl n n = 1, 2, 3, 4, 5... (Größe des Orbitals) entspr. Schalen K, L, M, N, O Nebenquantenzahl l (Gestalt des Orbitals) (Bahndrehimpulsquantenzahl) l = 0, 1, 2, 3... n-1 entspr. s-, p-, d-, f- Niveaus Magnetische Quantenzahl m l (Orientierung im Raum) (Zahl der möglichen Orientierungen des Bahndrehimpulsvektors zu einem Magnetfeld) m l = -l bis +l (d.h.: -l, -(l-1), -(l-2), (l-2), (l-1), l d.h.: für l = 0 ist m = 0 1 s-zustand für l = 1 ist m = -1, 0, +1 3 p-zustände für l = 2 ist m = -2, -1, 0, 1, 2 5 d-zustände für l = 3 ist m = -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3; 7 f-zustände Weiterhin: Spinquantenzahl m s ; m s = +1/2 oder 1/2 (Eigendrehimpuls des Elektrons)

6 3 maßgebliche Prinzipien für die Besetzung der wasserstoffähnlichen Atomorbitale mit Elektronen (Aufbauprinzip) Pauli-Prinzip: Ein Atom darf nicht 2 (oder mehr) Elektronen enthalten, die in allen 4 Quantenzahlen übereinstimmen. Daraus ergeben sich für die Schalen folgende maximale Elektronenzahlen: K (n=1) 2 El.; L (n=2) 8; M (n=3) 18; N (n=4) 32 bzw. allgemein 2n 2 Elektronen (n= Hauptquantenzahl) Hundsche Regel: Die Orbitale einer Unterschale werden so besetzt, daß die Anzahl der Elektronen mit gleicher Spinrichtung maximal wird (höchste Spinmultiplizität errecht wird) Im Grundzustand werden die wasserstoffähnlichen Orbitale der Atome in der Reihenfolge wachsender Energie mit Elektronen aufgefüllt. Die Verteilung der Elektronen auf die Orbitale nennt man Elektronenkonfiguration.

7 Das Periodensystem der Elemente (PSE) Bei der Auffüllung der Atomorbitale mit Elektronen kommt es zu periodischen Wiederholungen gleicher Elektronenanordnungen auf der jeweils äußeren Schale. Elemente, deren Atome analoge Elektronenkonfigurationen besitzen, haben ähnliche Eigenschaften. Faßt man diese Elemente zu Gruppen zusammen, so erhält man das PSE. Beispiele: Edelgase He 1s 2 Alle s- und Ne [He]2s 2 2p 6 p-orbitale der Ar [Ne] 3s 2 3p 6 jeweils äußersten Kr [Ar] 3d 10 4s 2 4p 6 Schale sind voll- Xe [Kr]4d 10 5s 2 5p 6 ständig besetzt. Alkalimetalle Halogene Li [He]2s 1 F [He]2s 2 2p 5 Na [Ne]3s 1 Cl [Ne]3s 2 3p 5 K [Ar]4s 1 Br [Ar]3d 10 4s 2 4p 5 Rb [Kr]5s 1 I [Kr]4d 10 5s 2 5p 5

8 Im PSE untereinander stehende Elemente : Gruppen Hauptgruppen (Ia bis VIIIa bzw. 1, 2, 13 bis 18 ) Gruppennummer = Zahl der Valenzelektronen (=Elektronen in den äußeren Schalen, die zur Bindungsbildung benutzt werden können.) Die chemische Ähnlichkeit ist eine Folge der identischen Valenzelektronenkonfiguration. Gruppennamen, z.b. Alkali-, Erdalkalimetalle, Chalkogene, Halogene, Edelgase Nebengruppen (Übergangselemente)(IIIb IIb; 3-12) Bei ihnen erfolgt die Auffüllung der d-unterschalen. Da die Nebengruppenelemente auf ihrer äußersten Schale nur 2 (oder 1!) s-elektronen besitzen, ist es verständlich, daß sie alle Metalle sind, und 2- (oder 1-) Wertigkeit sehr häufig auftritt. Die horizontalen Zeilen sind die Perioden Innerhalb einer Periode sind die Elemente nach steigender Ordnungszahl bzw. Elektronenzahl angeordnet. Aus dem PSE lassen sich viele periodische Eigenschaften ablesen.

9 Molare Größen Stoffmenge n = N / N A [mol] Molare Masse M = m / n [g/mol] Molares Volumen V m = V / n [l/mol] Massenanteil Zusammensetzungsgrößen ω(i) = m(i) / m gesamt {ω(i) 100 = %} Stoffmengenanteil x(i) = n(i) / n gesamt Volumenanteil Partialdruck ϕ(i) = v(i) / v gesamt p(i) = x(i) p gesamt Konzentrationsangaben Stoffmengenkonz. c(i) = n(i) / v Lösung [mol/l] {molar} Aber: n(i) / m Lösung [mol/kg] ist molal (selten genutzt) Massenkonz. β(i) = m(i) / v Lösung [g/l] Massenanteil (s.o.) als % Angabe

10 Beispiel: Welche Masse an Sauerstoff wird verbraucht, um 2 g Phosphor zu verbrennen? Reaktionsgleichung: 4 P + 5 O 2 2 P 2 O 5 ν P : ν O2 = n P : n O2 = m P /M P : m O2 /M O2 n P / n O2 = m P M O2 / M P m O2 umgeformt nach m O2 : m O2 = m P M O2 n O2 / M P n P Werte eingesetzt: m O2 = 2 g 32 g mol -1 5 mol / 31g mol -1 4 mol m O2 = 2,58 g

11 Stoffmengenkonzentration der Komponente B: c B = n B /V Lsg. [mol l -1 ] Eine 1 molare Lösung des Stoffes B enthält also 1 Mol B pro ein Liter Lösung, die Lösung ist 1M bezogen auf B. Beispiel: Welche Masse Zinksulfat (ZnSO 4 7H 2 O) wird zur Herstellung von 0,8 l einer 0,1 M Lösung gebraucht? c=n Zinksulfat /V = (m Zinksulfat /M Zinksulfat )/V m Zinksulfat = c M Zinksulfat V = 0,1 mol/l 287,4 g/mol 0,8 l = 23,0 g Zn: 65,4 g/mol; S: 32 g/mol; O: 16 g/mol; H: 1 g/mol M Zinksulfat = M Zn + M S + 11M O + 14 M H

12 Oxidationszahl (Oxidationsstufe, Oxidationsgrad; elektrochemische Wertigkeit bzw. Valenz) Oxidationszahl = Ladung, die ein Atom in einem Molekül besäße, wenn letzteres aus lauter Ionen aufgebaut wäre (ist fiktive Größe! nicht identisch mit Partialladungen) 1. Ox.zahl eines Atoms im elementaren Zustand ist null. 2. In Ionenverbindungen ist die Ox.zahl eines Elementes identisch mit seiner Ionenladung. Die Ox.zahl eines einatomigen Ions entspricht seiner Ladung 3. Bei kovalenten Verbindungen wird die Verbindung gedanklich in Ionen aufgeteilt, wobei die Bindungselektronen dem elektronegativeren Partner zugeteilt werden (dessen Ox.zahl daher negativ ist). Bei gleichen Bindungspartnern erhalten beide jeweils die Hälfte der Bindungselektronen. Die Ox.zahl ist dann identisch mit der Ladung so erhaltenen fiktiven Ionen. 4. Die Summe der Ox.zahlen aller Atome eines neutralen Moleküls ist null, die eines Ions gleich der Ionenladung. 5. Die Ox.zahl des Wasserstoffs in Verbindungen ist +1 (Ausnahme: in Hydriden ist sie 1). 6. Die Ox.zahl des Sauerstoffs in Verbindungen ist 2 (Ausnahmen: Peroxide, Sauerstoff-fluoride und das O Kation). 7. Die Ox.zahl von Fluor in Verbindungen ist -1.

13 Die Oxidationszahlen sind abhängig von der Stellung des betreffenden Elements im Periodensystem, dabei treten die meisten Elemente in mehreren Oxidationszahlen auf: 8. Die maximale positive Ox.zahl eines Elements ist gleich seiner Gruppennummer (Ausnahme: 1. Nebengruppe). 9. Die maximale negative Ox.zahl eines Elements ist gleich Gruppennummer Daraus folgt: Der Bereich der Oxidationszahlen kann für ein Element maximal acht Einheiten betragen. Beispiel 1: Cu 2+ + Fe Cu + Fe 2+ Oxidation (=Elektronenabgabe): Fe Fe e - Reduktion (=Elektronenaufnahme): Cu e - Cu Änderung der Ox.zahl von 0 +2; bzw. von Redoxpaare (bzw. systeme): Fe/Fe 2+ und Cu 2+ /Cu Oxidationsmittel: Cu 2+ ; Reduktionsmittel: Fe

14 Beispiel 2: xcu + yh 3 O + + zno 3 - acu 2+ + bno +? Redoxpaare: Cu = Cu e - und NO e - = NO Elektroneutralität? NO e - + 4H 3 O + = NO Stoffbilanz? NO e - + 4H 3 O + = NO + 6H 2 O Kombination beider Redoxsysteme (gleiche Elektronenzahl muß erreicht werden!!): Cu Cu e - x 3 NO e - + 4H 3 O + NO + 6H 2 O x 2 3Cu + 2NO H 3 O + 3Cu NO + 12H 2 O

15 Der ph-wert Der ph-wert ist der negative dekadische Logarithmus der H 3 O + Konzentration Beispiele: a) c H3O+ = 0,001 mol/l; 0,001 = 10-3 ; lg10-3 = -3; ph = -(-3) = 3 b) 10 ml einer 1molaren HCl werden mit H 2 O auf 1 l verdünnt. ph? 1 molare HCl = 1 mol HCl/l bzw. 1 mol HCl/1000 ml; in 10 ml sind also 10/1000 mol HCl bzw.1/100 mol HCl; nach dem Verdünnen auf 1000 ml befinden sich diese 1/100 mol HCl in einem Liter Lösung. Die Konzentration an HCl ist folglich 1/100 mol HCl pro Liter = 0,01mol/l. HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - Das Gleichgewicht liegt praktisch völlig auf der rechten Seite, folglich ist die oben errechnete HCl -Konzentration gleich der H 3 O + -Konzentration. c HCl = c H3O+ = 0,01 mol/l; lg 0,01 = -2; ph = -(-2) = 2

16 Zustandsgleichung: p - Druck Das ideale Gas pv = nrt (bzw. pv = RT) v - Volumen (bzw. V = molares Volumen) R = allgemeine (oder: universelle) Gaskonstante R = 0, bar l K -1 mol -1 = 8,3143x10 3 Pa l K -1 mol -1 T - Temperatur (in Kelvin!!) SI-Einheit des Drucks ist das Pascal (Pa), aber Bar (bar) darf auch verwendet werden: 1 Pa = 1 Nm -2 1 bar = 10 5 Pa Standarddruck in der Chemie ist: 1 atm = 1,013 bar

17 Beispiel: 1) Welche Stoffmenge enthalten 35 l H 2 bei einem Druck von 1 bar und einer Temperatur von 100 C? pv = nrt bzw. n = pv / RT n = 1[bar] 35 [l] / 0,08314 [bar l K -1 mol -1 ] 373,16 [K] = 1,128 mol 2) Welches Volumen nehmen 10 mol H 2 bei 20 C und Atmosphärendruck ein? v = nrt/p = 10 mol 0,08314 bar l K -1 mol ,16 K / 1,013 bar = 240,605

18 Löslichkeit Löslichkeitsprodukt AB = A + + B - Gl. 1 K L = c A c B = c A 2 = c B 2 Gl. 2 Nach Gl. 1 entstehen aus x Molen AB, die sich auflösten, x Mol A + und ebenso x Mol B -. In einem Liter Lösung befindet sich also genau die Stoffmenge an A +, die sich von AB gelöst hat. Folglich muss nur die Konzentration c A ermittelt (errechnet) werden, um die in einem Liter gelöste Menge AB zu kennen. Nach Gl. 2 gilt: c A = K L = n AB gelöst (dissoziiert!) in 1 l aber: D 2 E 3 = 2 D E 2- K L = c D2 c E 3 Hier entstehen aus einem gelösten (dissoziierten) Molekül D 2 E 3 2 Ionen D 3+ und 3 Ionen E 2-. Folglich ist die Stoffmenge an D 3+ doppelt so groß wie die gelöste Stoffmenge von D 2 E 3. c E = 3/2 c D also K L = c D2 27/8 c D 3 = 27/8 c D 5 c D = 5 8/27 K L = 2 (gelöste Menge an D 2 E 3 pro Liter)

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