Allgemeine und Anorganische Chemie

Transkript

1 Allgemeine und Anorganische Chemie Laboranten EFZ 1. Lehrjahr Autoren: Lukas Kammermann Antonio Soi Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 1 von 236

2 Inhalt Inhalt Einleitung Geschichte und Allgemeines Chemie, eine Naturwissenschaft Aufbau der Materie Erscheinungsformen der Materie Physikalische und chemische Eigenschaften und Vorgänge Exotherme und Endotherme Vorgänge Von einfachen Bausteinen zu immer komplexeren Strukturen. Das LEGOPRINZIP Ionen Coulomb-Gesetz und Coulomb-Kraft Elementarstoffe, Verbindungen & chemische Formeln Die Chemische Symbolsprache und chemische Formeln Verhältnisformel Molekülformel Zusammenfassung Die Elemente/Atomsorten und die Elementarstoffe Elementarstoffe und deren Atomverbände Metalle Halbmetalle Nichtmetalle: Verbindungen Elementkombination und Atomverbandstyp Ionische Verbindungen Molekülverbindung und Atomkristalle Atomverbandstyp und Stoffklassen Charakterisierung von Stoffen Verhalten der Stoffe beim Erhitzen und Deutung im Teilchenmodell Aggregatszustände und Aggregatszunstandswechsel Unterschied im Schmelz- und Siedeverhalten zwischen molekulare Stoffe und Atombzw. Ionenkristalle Unterschied im Siede- und Schmelzverhalten zwischen einem Reinstoff und einer Lösung Die Teilchen eines Stoffes sind in Bewegung Chemische Symbolsprache und Reaktionsgleichungen Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 2 von 236

3 4.1 Die chemische Reaktion Die chemische Reaktionsgleichung Analyse Synthese Rezept zum Aufstellen von Reaktionsgleichungen: Quantitative Beziehungen, Stöchiometrie Das Mol Molare Masse Stoffmenge Molares Volumen Zusammenfassung Stöchiometrische Berechnungen Atombau Modelle Kern-Hülle-Modell Aufbau der Atomkerne Isotope und Massenzahlen Systematik des Periodensystems der Elemente Der Aufbau der Elektronenhülle, das Schalenmodell und das PSE Das Bohrsche Schalenmodell der Elektronenhülle und das Aufbauprinzip des PSE Das Aufbauprinzip des Periodensystems Das Orbitalmodell Periodische Trends Radioaktivität und Kernreaktionen Der Massendefekt und die Stabilität der Kerne Kurve der Kernbindungsenergie und Stabilität der Kerne Kernfusion Kernspaltung Kernreaktoren und Kernenergie Radioaktiver Zerfall und radioaktive Strahlung Radioaktive Strahlung Wirkung und Messung von radioaktiver Strahlung Zeitlicher Ablauf des radioaktiven Zerfalls Kernumwandlungsreaktion und die Synthese künstlicher Elemente Was hält Atom- und Ionenverbände zusammen? Die chemische Bindung Das Konzept der Elektronenpaarbindung Elektronenpaarbindung Die Elektronenpaarbindung beruht auf Coulomb-Anziehungskräften zwischen den Kernen und den Elektronen in einem Molekül Die Lewis-Atomsymbole Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 3 von 236

4 8.1.4 Die Oktettregel Die chemische Bindung in Molekülen und Atomkristallen Die polare Elektronenpaarbindung Kompliziertere Lewisformeln Das Konzept der Formalladung Eine moderne Definition der Bindigkeit Systematische Formulierung von Lewis-Formeln Mesomerie (Resonanz) Der räumliche Bau von Molekülen und die Polarität von Molekülen Wie zeichnet man Moleküle räumlich? Die Polarität von Molekülen Das EPA-Modell, eine Vertiefung Die Zwischenmolekulare Kräfte Ionenkristalle und ionische Bindung Anwendung der Oktettregel auf die Ionenkristalle Ionenradien und häufigste Ionen Formulierung von Verhältnisformeln und Nomenklatur von ionischen Verbindungen Benennung ionischer Verbindungen Eigenschaften Ionischer Verbindungen Metallische Bindung Bindungstypen im Vergleich Einteilung des Bindungstyps anhand der Art der Elemente Einteilung des Bindungstyps anhand der Elektronegativitätsdifferenz Zusammenfassung Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 4 von 236

5 1 Einleitung 1.1 Geschichte und Allgemeines Ansätze der Chemie findet man bei den Babyloniern: Sie gewannen Salben und Schminken, Heilmittel und Farbstoffe etc. aus Naturstoffen. Die Alchemie im Mittelalter befasste sich mit der Umwandlung von Elementen, vor allem wollten sie Gold herstellen. Dies glaubten sie durch Mischen von Schwefel mit Quecksilber zu erhalten. Sie glaubten an den Stein des Weisen, der alle menschlichen Sehnsüchte erfüllen sollte. Solche wie ewige Jugend und Gesundheit, Macht und Reichtum, Weisheit und Erlösung in Gott. Mitte des 19. Jh. folgte die Atomlehre, und es gelang Stoffe wie Seife, Porzellan, Motorentreibstoffe, Farbstoffe usw. durch chemische Reaktionen leicht herzustellen. Im 20. Jh. wurde die Ammoniaksynthese erfunden, die u.a. als Grundlage zur Herstellung von Dünger diente. Damit entwickelte sich die chemische Industrie. Parallel wurde die Erforschung neuer Medikamente wichtig. Die Chemie gehört zu den Naturwissenschaften wie die Physik, die Geologie, die Biologie usw. Sie beschäftigt sich mit dem Aufbau, den Eigenschaften und dem Verhalten der Materialien. Sie beschreibt diese und stellt neue Stoffe her, die in der Natur nicht vorkommen. Die Beschreibung beschränkt sich auf das Material; Form, Gestalt, Grösse usw. spielen keine Rolle. Chemie ist die Wissenschaft der Stoffe, deren Aufbau, deren Eigenschaften und Umwandlungen. Die praktischen Anwendungen der Chemie sind ausserordentlich vielfältig. Fast in jedem Bereich der menschlichen Tätigkeit sind Ergebnisse der Chemie von Bedeutung, und beinahe jeder Gegenstand, mit dem wir zu tun haben, hat im Laufe seiner Gewinnung, Herstellung oder Verarbeitung irgendeinen chemischen Prozess erlitten. 1.2 Chemie, eine Naturwissenschaft Das Wort Naturwissenschaft setzt sich zusammen aus den beiden Nomen Natur und Wissenschaft. Während Sie mit dem Wort Natur mit Sicherheit etwas anfangen können, bedarf das Wort Wissenschaft einer Erklärung. Die Wissenschaft ist das Betätigungsfeld des Menschen, das ihm zu objektiver Erkenntnis verhilft. Die nebenstehende Abbildung fasst die Definition und Vorgehensweise der Wissenschaft zusammen. Die Aussagen der Wissenschaft sind prinzipiell für jeden, unabhängig von der jeweiligen subjektiven Einstellung, überprüfbar. So kann sich beispielsweise jeder von der wissenschaftlichen Tatsache, wenn mit den nötigen Messinstrumenten ausgestattet, dass die Schwingungsdauer eines Fadenpendels unabhängig von der Pendelmasse ist, überzeugen. Quelle: Bennett, Donahue, Schneider & Voit; Astronomie, 5. Auflage. PEARSON Studium, Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 5 von 236

6 Wie kommt man nun in der Wissenschaft zur Erkenntnis bzw. zu überprüfbarem Wissen? Man wendet die sogenannte wissenschaftliche Methode an. Diese ist in der nebenstehenden Abbildung grafisch dargestellt. Am Anfang steht ein Phänomen, für das man eine Erklärung sucht. Hierzu stellt man systematische Beobachtungen und Messungen in Form von Experimenten an. Die erhaltenen Ergebnisse werden systematisiert und auf mögliche Muster oder Regelmässigkeiten geprüft. Aus diesem Prozess resultiert ein erster vorläufiger Vorschlag einer Erklärung, die Hypothese. Mithilfe dieser Hypothese werden Vorhersagen gemacht und durch weitere Experimente überprüft, ob diese Vorhersagen zutreffen. Ist dies nicht der Fall, wird die Hypothese durch eine neue ersetzt, die ihrerseits wieder durch weitere Experimente überprüft wird. Wird eine Hypothese immer wieder bestätigt, erlangt Sie den Rang einer Theorie. Eine Theorie ist ein Modell, anhand dessen zuverlässige Vorhersagen getroffen werden können und alle, die Theorie betreffenden Phänomene, damit erklärt werden können. Quelle: Bennett, Donahue, Schneider & Voit; Astronomie, 5.,Auflage. PEARSON Studium, Wenn durch neue Experimente sich die Theorie als unvollständig oder gar als falsch herausstellt, muss diese entweder verworfen oder verbessert werden. Grenzen wissenschaftlicher Erkenntnis Die Wissenschaft kann uns lediglich Erklärungen und Beschreibungen für die Phänomene der Welt geben. Sie kann uns aber nicht sagen, warum die Welt so ist wie sie ist. Beispiele: Die Biologie kann mit der Evolutionstheorie erklären, wie aus einfachen Lebensformen komplexere Lebensformen entstanden sind. Sie kann aber nicht erklären, warum Zellen existieren. In der Physik gilt es als sicher, dass der sogenannte Satz der Erhaltung der Energie gilt, aber wir wissen nicht, warum dieser gilt. Für das praktische Arbeiten ist es viel wichtiger zu wissen dass etwas ist oder gilt, als zu wissen warum es so ist. Denn nur die Kenntnis der Tatsachen ist für mein folgerichtiges Handeln wichtig. Wenn ich beispielweise ein Gemenge aus Eisenspänen und Kochsalz trennen möchte, dann muss ich nur wissen, dass sich das Salz in Wasser löst und die Eisenspäne eben nicht. Für die Ausführung der erfolgreichen Trennung ist also nicht unbedingt nötig zu verstehen warum sich Eisen in Wasser nicht löst aber das Kochsalz schon. Aber seien Sie versichert, am Ende dieses Semesters werden Sie es verstehen. Je mehr Sie wissen und verstehen, desto erfolgreicher werden Sie neue Probleme und Aufgabenstellungen lösen können. Wir hoffen, dass dieser letzte Satz Sie ermuntert, immer wissbegierig zu sein. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 6 von 236

7 2 Aufbau der Materie 2.1 Erscheinungsformen der Materie Unter Materie verstehen wir alles was Masse besitzt und Raum einnimmt. Die Materie besteht aus unterschiedlichen Stoffen, die sich aufgrund ihrer verschiedenen Erscheinungsformen und Eigenschaften unterscheiden Lassen. Abbildung 1 gibt eine Zusammenfassung des stofflichen Aufbaus der Welt. Die Materie kann uns einheitlich (homogen) oder uneinheitlich (heterogen) erscheinen. Ein homogener Stoff liegt dann vor, wenn er uns selbst unter Betrachtung mit dem Lichtmikroskop homogen erscheint. Die Einzelteile sind mit optischer Vergrösserung nicht zu unterscheiden, d.h. in der Grösse von einigen Nanometern. Erscheint uns die Materie uneinheitlich, so sprechen wir von den heterogenen Gemischen, weil entweder schon mit blossem Auge oder unter dem Lichtmikroskop erkannt werden kann, dass der Stoff aus mehreren Komponenten besteht. Mit physikalischen Methoden lassen sich die heterogenen Gemische in ihre homogenen Komponenten, den homogenen Stoffen zerlegen. Abbildung 1: Die Erscheinungsformen der Materie. Der unterste Teil der Abbildung zeigt weiter, dass alles Materielle auf kleinste Bausteine zurückgeführt werden kann. Die homogenen Stoffe sind entweder Reinstoffe, welche sich durch eine feste chemische Zusammensetzung auszeichnen, oder sie stellen Gemische von Reinstoffen variabler Zusammensetzung dar. Die homogenen Stoffe sind anhand ihrer Eigenschaften, welche in der Abbildung 2 zusammengefasst sind, charakterisierbar. Die Reinstoffe sind entweder Elementarstoffe oder Verbindungen. Durch chemische Reaktionen entstehen aus den Elementarstoffen die Verbindungen. Die Verbindungen können ihrerseits chemisch in die Elementarstoffe zerlegt werden. Überführt man die Elementarstoffe in die Verbindungen, so spricht man von einer Synthese. Werden die Verbindungen in die Elementarstoffe überführt, so spricht man von einer Analyse. Alle Elementarstoffe bestehen aus Atomen. Atome wiederum sind aus deren Elementarteilchen, den Protonen, Neutronen und Elektronen aufgebaut. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 7 von 236

8 Abbildung 2: Charakterisierung homogener Stoffe. Auszug möglicher Stoffeigenschaften, die zur Charakterisierung herangezogen werden können. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 8 von 236

9 Zusammenfassend lässt sich sagen, dass alle Materie die uns umgibt entweder Reinstoffe oder Gemische von Reinstoffen sind. Ein Grossteil der industriellen chemischen Prozesse macht nichts anderes als aus den in der Natur vorkommenden Stoffgemischen die Reinstoffe zu gewinnen, also Analysen durchzuführen. Abbildung 3 zeigt dies am Beispiel der Eisen- und Aluminiumgewinnung. A B Abbildung 3: Die Herstellung der Reinstoffe Eisen (A) und Aluminium (B) aus den in der Natur in Form von heterogenen Gemischen vorkommenden Ausgangsstoffen. Aus dem Reinstoff Eisen entsteht später beispielsweise ein Bauwerk, aus Aluminium werden Gehäuse von Laptops gefertigt. Aber nicht nur die Herstellung von Reinstoffen aus Stoffgemischen, sondern auch die Herstellung spezieller Stoffgemische aus Reinstoffen, stellt ein Betätigungsfeld der Chemie dar. Das Schwarzpulver ist ein explosives feinverteiltes heterogenes Gemisch der beiden Elementarstoffe Kohlenstoff und Schwefel und der Verbindung Kaliumnitrat. Das Gemisch kann zwar bei Raumtemperatur mit physikalischen Methoden wieder in die Reinstoffe Schwefel, Kohlenstoff und Kaliumnitrat aufgetrennt werden, doch dabei ist Vorsicht geboten, wie Abbildung 4 zeigt. Das Schwarzpulver war in China schon vor dem Jahr 1000 bekannt und gelangte von dort nach Europa. Abbildung 4: Das Schwarzpulver Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 9 von 236

10 Die Zerlegung eines heterogenen Gemisches bis hin zu den Elementarstoffen ist in Abbildung 5 dargestellt. In der Abbildung ist auch die weitere (gedankliche) Zerlegung der Elementarstoffe in die Atome und schliesslich in die Elementarteilchen dargestellt. Abbildung 5: Die Zerlegung des heterogenen Gemisches bis hin zu den Elementarstoffen. Die weitere Zerlegung der Elementarstoffe in die Atome und schliesslich in die Elementarteilchen ist rein hypothetisch. Sie kann aber prinzipiell auch praktisch durchgeführt werden. Bitte beachten Sie, dass die Reinstoffe nur Teilchen einer Art, die Stoffspezifischen Teilchen in diesem Fall die Moleküle, enthalten. So sind die Reinstoffe Eis und Wasser aus H 2 O-Molekülen und der Reinstoff Ethanol aus Ethanolmolekülen aufgebaut. Die Lösung hingegen enthält beide Molekülsorten nebeneinander. Durch die Trennoperation ist es gelungen beide Molekülsorten voneinander zu trennen, die Lösung also in die Reinstoffe, aus denen Sie hergestellt wurde, aufzutrennen. Abbildung 5 fasst den Grossteil des Stoffes zusammen, den wir im ersten Lehrjahr behandeln werden. Wir werden uns immer wieder auf diese Abbildung beziehen. Sie werden sehen, dass Sie mit zunehmender Fachkenntnis, die Sie im Unterricht erwerben, die Abbildung immer besser verstehen werden. Sollten Sie zwischendurch den Überblick verlieren, empfiehlt sich ein Blick auf Abbildung 1 und 5. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 10 von 236

11 2.2 Physikalische und chemische Eigenschaften und Vorgänge Die Beschreibung eines Materials ist die Aufzählung seiner Eigenschaften. So viele Eigenschaften wie möglich und so genau wie möglich beschrieben. Diese Eigenschaften kann man in zwei Hauptgruppen unterteilen: physikalische und chemische Eigenschaften. Daneben existiert eine dritte Eigenschaft, die physiologische. Diese beschreibt die Wirkung eines Stoffes sich auf den lebenden Organismus auswirkt. Darunter fällt z.b. die Giftigkeit eines Stoffes, ein wichtiges Gebiet für die in der Chemie tätigen Personen. Physikalische Eigenschaften Bei der Bestimmung einer physikalischen Eigenschaft liegt der Stoff nach der Bestimmung unverändert vor. Beispiel: Die Bestimmung der magnetischen Eigenschaft mittels eines Magneten. Der Vorgang verändert den Stoff nicht. Chemische Eigenschaft Hier geht die Bestimmung der Stoffeigenschaft mit einer Veränderung des Stoffes einher. Als chemische Eigenschaften bezeichnet man all diejenigen Eigenschaften, die das Verhalten eines Stoffes gegenüber anderen Stoffen charakterisieren. Beispiel: Die Prüfung eines Stoffes auf Brennbarkeit verändert den Stoff, so er brennbar ist. Stoffe können anhand ihrer charakteristischen Eigenschaften beschrieben werden. Viele Stoffeigenschaften finden sich in Abbildung 2 aufgelistet. Aufgabe 1: Vervollständigen Sie die folgende Tabelle mit Hilfe der Abbildung 2. Physikalische Eigenschaft Chemische Eigenschaft Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 11 von 236

12 Physikalische Vorgänge Ein physikalischer Vorgang führt zu keiner stofflichen Veränderung. Der Stoff ist vor und nach dem Vorgang derselbe. Physikalische Vorgänge führen lediglich zu vorübergehenden Veränderungen der physikalischen Eigenschaften. Physikalische Vorgänge lassen sich mit derselben Stoffportion beliebig oft wiederholen. Ein Beispiel dafür ist das Zerkleinern eines Stoffes. Chemische Vorgänge (Reaktionen) verändern sowohl physikalische als auch chemische Eigenschaften, d.h. es entstehen neue Stoffe mit anderen Eigenschaften. Diese Änderungen können in der Regel nicht mehr rückgängig gemacht werden, und wir können den Vorgang mit dem gleichen Stück nicht ein zweites Mal durchführen. Typisch für chemische Vorgänge ist, dass sich während der Reaktion das Reaktionsgemisch von selbst erwärmen oder abkühlen kann. Als Folge hiervon kommt es zu einem Austausch von Wärmeenergie mit der Umgebung. Dabei wird entweder Wärmeenergie an die Umgebung abgegeben oder von der Umgebung aufgenommen. Chemische Reaktionen können auch mit der Freisetzung von Licht einhergehen. Viele Leuchtererscheinungen bei chemischen Reaktionen sind jedoch die Folge der sehr hohen Temperaturen, die teilweise erreicht werden. Denken Sie etwa an die leuchtende Flamme des Campinggaskochers. Aufgabe 2: Vervollständigen Sie die folgende Tabelle anhand der durchgeführten Demonstrationen. Vorgang Physikalisch? Begründung. Chemisch? Begründung. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 12 von 236

13 2.2.1 Exotherme und Endotherme Vorgänge Bei allen chemischen und physikalischen Vorgängen gilt stets der Energieerhaltungssatz. Dieser besagt: Energieerhaltungssatz Die Energie des Universums ist konstant. Bei chemischen oder physikalischen Vorgängen wird weder Energie vernichtet noch erzeugt. Energie kann lediglich von einer Form in eine andere umgewandelt werden. Wie oben bereits erwähnt, gehen chemische Reaktionen mit einem Energieumsatz einher. Dabei wandeln sich Edukte (Ausgangsstoffe) in Produkte (Endstoffe) um. Man unterscheidet exotherme (Energie abgebende) und endotherme (Energie aufnehmende) Reaktionen. Die Wärmeenergie, die bei einer chemischen Reaktion abgegeben oder aufgenommen wird, wird mit H abgekürzt und als Reaktionsenthalpie (Reaktionsenergie, Reaktionswärme) bezeichnet. Die Reaktionsenthalpie von chemischen Reaktionen kann mit dem Kalorimeter ermittelt werden. Für exotherme Reaktionen ist H < 0 (negativ) d.h. bei der Reaktion wird Energie frei, weil die Edukte energiereicher sind als die Produkte. Für endotherme Reaktionen ist H > 0 (positiv) d.h. bei der Reaktion wird Energie aufgenommen, weil die Produkte energiereicher sind als die Edukte. Etwas bildlich gesprochen kann man auch folgendes sagen: Bei exothermen Reaktionen entstehen heisse Produkte, damit diese nach der Reaktion die gleiche Temperatur besitzen wie die Ausgangsstoffe aus denen Sie entstanden sind, muss Wärmeenergie an die Umgebung abgegeben werden. Diese Energie war ursprünglich in den Ausgangsstoffen als chemische Energie gespeichert. Bei derselben Temperatur haben die Produkte einen niedrigeren Energieinhalt als die Edukte. Abbildung 6 veranschaulicht dies. Abbildung 6: Exotherme chemische Reaktion. Führt man eine exotherme Reaktion in ein Isoliertes Gefäss durch, so beobachtet man eine Temperaturerhöhung. Entfernt man Die Isolation, so fliesst solange Wärmeenergie (Q p ) in die Umgebung, bis die Produkte die Ausgangstemperatur erreicht haben. Bei endothermen Reaktionen entstehen kalte Produkte damit diese nach der Reaktion die gleiche Temperatur besitzen wie die Ausgangsstoffe aus denen sie entstanden sind, muss Wärmeenergie von Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 13 von 236

14 der Umgebung aufgenommen werden. Die Produkte haben bei gleicher Temperatur einen höheren Energieinhalt als die Ausgangsstoffe. Aufgabe 3 Zeichnen Sie für eine endotherme Reaktion ein ähnliches Bild, wie in Abbildung 6 gezeigt. In der Chemie ist es üblich chemische Reaktionen wie folgt zu schreiben: Edukte > Produkte ; H =.. Eine Reaktionsgleichung wird immer von links nach rechts gelesen! Energiediagramm für eine exotherme Reaktion Energiediagramm für eine endotherme Reaktion Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 14 von 236

15 Auch einige physikalische Vorgänge lassen sich als exotherm und endotherm einstufen. Endothermer physikalischer Vorgang: Der Energieinhalt des Stoffes nimmt während des Vorganges zu. Beispiele: - Das Erwärmen eines Getränkes. - Das Schmelzen von Eis. Exothermer physikalischer Vorgang: Der Energieinhalt des Stoffes nimmt während des Vorganges ab. Beispiele: - Das Kühlen eines Getränkes. - Das Erstarren von flüssigem Wasser zu Eis. Im Gegensatz zu chemischen Reaktionen kann sich bei physikalischen Vorgängen ein Körper niemals von selbst abkühlen oder erwärmen. Energie kann immer nur zwischen Körpern übertragen werden. Dabei nimmt der eine Körper die Energie auf, die der andere verliert. Nur so wird der Energieerhaltungssatz erfüllt. Aufgabe 4 Kennzeichnen Sie für die folgenden Reaktionen die Edukte und die Produkte und entscheiden Sie welche der Reaktionen endotherm und welche exotherm sind. a) SO 3 (g) + H 2 O(l) ----> H 2 SO 4 (aq) H= -227 kj b) N 2 (g) + 2 O 2 (g) ----> 2 NO 2 (g) H= 180 kj c) PCl 3 (g) + Cl 2 (g) -----> PCl 5 (g) H= kj Hinweis: Die Edukte und Produkte sind mit ihren chemischen Formeln angegeben. Die in Klammern gesetzten Buchstaben geben an, in welcher Form die Stoffe vorliegen (l = liquidus, flüssig; s = solidus, fest; g= gas; aq = in Wasser gelöst). Aufgabe 5 Zeichen Sie für die Reaktionen b und c der obigen Aufgabe jeweils das Energiediagramm, beschriften und interpretieren Sie es jeweils. Massstab: 100 kj =1.5 cm. a) b) Aufgabe 6 Entscheiden Sie anhand der Reaktionsgleichung c) der ersten Aufgabe, ob folgende Reaktion endotherm oder exotherm ist. PCl 5 (g) -----> PCl 3 (g) + Cl 2 (g) H=? Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 15 von 236

16 2.3 Von einfachen Bausteinen zu immer komplexeren Strukturen. Das LEGOPRINZIP Aus der Abbildung 1 des vorherigen Abschnittes lässt sich entnehmen, dass der Aufbau des Universums und somit auch der Materie einem Prinzip gehorcht, demgemäss sich einfachere Bausteine zu immer komplexeren Strukturen zusammenschliessen. Wir können dieses Prinzip etwas unwissenschaftlich ausgedrückt als das Legoprinzip bezeichnen 1. Alle Materie ist letztlich aus Elementarteilchen (den Grundbausteinen) aufgebaut. Für die Chemie sind das Proton, das Neutron und das Elektron die wichtigsten Elementarteilchen. Teilchen Symbol Ladung [e] Masse [u] Proton p + Neutron n 0 Elektron e - u: Atomare Masseneinheit, 1 u = g. e: Elementarladung, 1 e = C. C = Coulomb SI-Einheit der Ladung Tabelle 1: Die Bausteine (Elementarteilchen) der Atome Die Elementarteilchen bilden zusammen ein komplexeres Gebilde, nämlich das nach aussen elektrisch neutrale Atom. Den genauen Aufbau des Atoms schauen wir uns später an. Die Atome haben eine Masse, da ihre Bausteine ebenfalls eine Masse besitzen. Es gibt verschiedene Atomsorten die sich lediglich in der Anzahl der Protonen unterscheiden. Die Zahl der Protonen in einem Atom bestimmt die Atomsorte. Die Zahl der Protonen in einem Atom wird Ordnungszahl genannt. Alle bekannten Atomsorten sind im Periodensystem der Elemente nach steigender Ordnungszahl aufgelistet. Zudem gibt das Periodensystem Auskunft über die Atomassen der verschiedenen Atomsorten. Die Atomsorten, Elemente genannt, sind teilweise mit dem Kürzel ihrer lateinischen oder griechischen Namen, den Elementsymbolen, aufgeführt. Einige Beispiele sind in Tabelle 2 notiert. Die Symbole sind international gültig und werden auch in anderen Schriftsystemen wie bei uns verwendet, wie Abbildung 7 zeigt. 1 In Anlehnung an: Sason Shaik, Chemistry as a game of molecular construction, Wiley, Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 16 von 236

17 Elementname Aluminium Blei (Plumbum) Gold (Aurum) Quecksilber (Hydrargyrum) Schwefel (Sulfur) Sauerstoff (Oxygenium) Wasserstoff (Hydrogenium) Zink Symbol AI Pb Au Hg S O H Zn Abbildung 7: Die Zeichensprache der Chemie ist international. Quelle: Chemie heute SI. Tabelle 2: Elementsymbole sind von den lateinischen Elementnamen abgeleitet. Die Atommasse im Periodensystem der Elemente wird in der Atommasseneinheit u (Unit) angegeben: 1 u 1, g Aufgabe 7: Vervollständigen Sie folgende Tabelle. Elementname Symbol Anzahl p + Atommasse [u] Calcium As Gemäss dem Legoprinzip vereinigen sich die Atome zu nach aussen hin elektrisch neutralen Atomverbänden, in welchen die Atome fest miteinander verbunden sind. Diese Atomverbände stellen die Reinstoffe (Verbindungen und Elementarstoffe) dar. Mit Ausnahme der Elemente der Edelgasgruppe kommen Atome unter irdischen Bedingungen immer nur als Atomverbände vor. Abbildung 8 veranschaulicht den Aufbau der Stoffe aus Atomverbänden. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 17 von 236

18 Abbildung 8: Der Aufbau der stofflichen Welt gemäss dem Legoprinzip. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 18 von 236

19 Historischer Exkurs: Der Gedanke, dass die Materie gemäss dem Legoprinzip aus einfachen Bausteinen aufgebaut ist, lässt sich bis die Antike zurückverfolgen. So spekulierte der griechische Gelehrte Demokrit, dass ein Stoff so lange in immer kleinere Bruchstücke zerkleinert werden kann bis man ein Teilchen erhält, dass nicht mehr weiter zerlegt werden kann. Dieses Teilchen nannte Demokrit ATOMOS (unteilbar). Durch Zusammenfügen dieser Teilchen lässt sich der ursprüngliche Stoff wieder zusammensetzen. Gebe es die Atome nicht, müssten die Stoffe aus dem Nichts entstehen, so seine Argumentation. Der Atomgedanke wurde im 18. Jahrhundert von John Dalton wieder aufgegriffen. Mit der Vorstellung, dass alle Materie aus Atomen aufgebaut ist, konnte Dalton die damals bekannten Massegesetzmässigkeiten bei chemischen Reaktionen elegant und einfach erklären. Die Kernaussagen seiner Atomhypothese sind die folgenden 2 : a) Jedes Element besteht aus kleinsten, nicht mehr weiter teilbaren Teilchen, den Atomen. b) Die Atome eines Elementes haben alle die gleiche Masse. Die Atome unterschiedlicher Elemente unterscheiden sich in ihrer Masse. c) Atome können durch chemische Vorgänge weder vernichtet noch erzeugt werden. d) Bei chemischen Reaktionen werden die Atome der Ausgangsstoffe neu angeordnet und in bestimmten Anzahlverhältnissen verknüpft. Heute wissen wir, dass die Aussage b) präzisiert werden muss (behandeln wir später) und wie Abbildung 8 zeigt, sind die Atome sehr wohl weiter teilbar. Das Elektron als Baustein des Atoms wurde von J. J. Thompson entdeckt. Die Moleküle als weitere Bausteine der Stoffe wurden durch Avogadro postuliert. Arrhenius schliesslich führte die Ionen als weitere Bausteine der Stoffe ein. Demokrit ( v.chr.) J. J. Thompson ( ) Abbildung 9: Die Grundbausteine der Stoffe und ihre Denker. Gemäss Abbildung 8 sind drei Typen von Atomverbänden zu unterscheiden: 2 Abschrift aus: Barke, Harsch, Marohn & Krees; Chemiedidaktik Kompakt, 2.Auflage, Springer Spektrum, Online Materialien. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 19 von 236

20 Die Atomkristalle Die Moleküle Die Ionenkristalle Während die Moleküle in sich abgeschlossene Atomverbände darstellen, sind die Atom- und Ionenkristalle nicht in sich abgeschlossen. Durch Anlagerung weiterer Atome bzw. Ionen kann ein bereits vorhandener Atomkristall bzw. Ionenkristall fast beliebig anwachsen. Ist der Atomkristall nur aus Metallatomen aufgebaut, so spricht man von einem Metallkristall. Die kleinsten Teilchen aus denen die Stoffe aufgebaut sind: Die Atome in den Atomkristallen Die Moleküle in den molekularen Stoffen Die Ionen in den Ionenkristallen. Atome, Moleküle und Ionen sind die kleinsten Teilchen aus denen die Stoffe aufgebaut sind. Ein Atomverband kann entweder aus Atomen nur einer Sorte, oder aus Atomen unterschiedlicher Sorten aufgebaut sein. Im ersten Fall liegt ein Elementarstoff vor im anderen Fall eine Verbindung. Elementarstoffe sind aufgebaut aus Atomverbänden von Atomen nur einer Sorte. Die Elementarstoffe sind nicht in weitere Stoffe zerlegbar. Verbindungen sind aufgebaut aus Atomverbänden von Atomen unterschiedlicher Sorten. Verbindungen lassen sich durch chemische Reaktion in die Elementarstoffe zerlegen. Die Elementarstoffe können durch chemische Reaktionen in keine weiteren Stoffe zerlegt werden. Wie Abbildung 1 zeigt, kann ein Stoffgemisch nur bis zu den Elementarstoffen aufgetrennt werden. Die Zerlegung der Elementarstoffe in die freien Atome stellt keine stoffliche Auftrennung dar, da vor und nach der Zerlegung dieselben Teilchen, nämlich die Atome des jeweiligen Elementarstoffes vorliegen. Eine vollständige Auftrennung in einzelne Atome ist in den meisten Fällen auch nicht möglich. Oft bleiben Bruchstücke der Elementarstoffe übrig. Wir werden noch sehen, dass man die atomare Zusammensetzung der Reinstoffe mit den chemischen Formeln angeben kann, aus denen man die Anzahl und die Sorte der Atome des Atomverbandes entnehmen kann. Aufgabe 8 Welche der folgenden Formeln beschreiben Verbindungen und welche Elementarstoffe? Begründen Sie Ihre Antwort. a) H 2 S b) H 2 c) Na 2 SO 4 d) O 2 e) P 4 f) LiNO 3 Aufgabe 9: Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 20 von 236

21 Welche der in der Abbildung 8 gezeigten Atomverbände sind Elementarstoffe und welche sind Verbindungen? Begründen Sie Ihre Antwort. Eisen: Wassermolekül: Kochsalzkristall: Moleküle Stoffe, die aus Molekülen aufgebaut sind, nennt man molekulare Stoffe. Molekulare Stoffe können sowohl Verbindungen als auch Elementarstoffe sein. Molekular aufgebaute Verbindungen werden auch als Molekülverbindungen bezeichnet. Bitte beachten Sie, dass es unlogisch ist, einen molekular aufgebauten Elementarstoff als Molekülverbindung zu bezeichnen, denn wie Sie wissen, sind Verbindungen aus Atomen unterschiedlicher Sorten aufgebaut. Ein molekularer Reinstoff stellt eine Ansammlung von Molekülen der gleichen Art dar. Wobei jedes Molekül ein in sich abgeschlossener Atomverband ist. Die Moleküle in einem Stoff üben anziehende Kräfte aufeinander aus, die zwischenmolekulare Kräfte. Je nach Stärke dieser Kräfte und den aktuellen Druck- und Temperaturbedingungen liegt der Stoff in einem bestimmten Aggregatszustand vor. Die Abbildung 10 veranschaulicht dies am Beispiel des Reinstoffes Wasser, welcher aus dem Molekül H 2 O (H 2 O-Molekül: in sich abgeschlossener Atomverband von zwei Wasserstoffatomen und ein Sauerstoffatom) aufgebaut ist. Im festen Zustand bilden molekulare Stoffe Molekülkristalle. In diesen sind die Moleküle in einer regelmässigen geometrischen Ordnung angeordnet. Während ein Molekül ein in sich abgeschlossener Atomverband ist, ist ein Molekülkristall nicht in sich abgeschlossen, denn durch Anlagerung weiterer Moleküle kann der Kristall beliebig weiter wachsen. So wächst beispielsweise ein kleiner Eiskristall durch Anlagerung weiterer Wassermoleküle zu einem grösseren Kristall heran. Abbildung 10: Wasser als Beispiel für einen molekularen Stoff. Wasser besteht aus einer Ansammlung von Wassermolekülen. Dargestellt sind auch die drei Aggregatszustände: a) fest, b) flüssig und c) gasförmig. Beachten Sie, dass im gasförmigen Zustand die Moleküle den grössten Abstand zueinander haben und sich chaotisch bewegen. Im festen Zustand sind die Moleküle regelmässig angeordnet, sie bilden einen Molekülkristall. In der Flüssigkeit sind die Moleküle nicht so regelmässig angeordnet wie im Molekülkristall, sondern können sich gegeneinander bewegen. Sie sind aber auch nicht so chaotisch und frei beweglich wie im gasförmigen Zustand. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 21 von 236

22 2.3.1 Ionen Ionen sind Elektrisch geladene Atome oder Moleküle (Molekülionen). Ionen können also entweder einatomig oder mehratomig sein. Man unterscheidet anhand der Ladung zwischen Kationen und Anionen. Die Kationen sind elektrisch positiv geladen, weil sie mehr Protonen als Elektronen besitzen. Die Anionen sind elektrisch negativ geladen, weil sie mehr Elektronen als Protonen besitzen. Ionen Können einatomig oder mehratomig sein. Kationen sind Positiv (+) geladen, sie besitzen einen Protonenüberschuss. Anionen sind negativ (-) geladen, sie besitzen einen Elektronenüberschuss. Aus der Tatsache, dass Ionenkristalle nach aussen hin elektrisch neutral sind zusammen mit dem Gesetz der Erhaltung der Ladung folgt, dass Kationen und Anionen immer gemeinsam vorkommen müssen. Kationen und Anionen kommen immer gemeinsam vor, dabei gilt stets: Summe Kationenladung + Summe Anionenladung = 0 Gesetz der Erhaltung der Ladung Die Gesamtladung = Summe p + + Summe e - eines Systems von Teilchen bleibt stets erhalten. Das bedeutet, dass elektrische Ladung weder geschaffen noch vernichtet werden kann. Aus der Erfahrung wissen wir, dass sowohl die Atome als auch die Atomverbände nach aussen hin elektrisch neutral geladen sind, was bedeutet, dass sowohl in den Atomen als auch in den Atomverbänden die Summe der Protonen gleich der Summe der Elektronen ist. Die einatomigen Ionen werden durch das Elementsymbol und die hochgestellte Ladung beschrieben. Die Bezeichnung der Ionen lautet wie folgt: Anionname: Elementname+ id-ion Kationname: Elementnamen-Ion Tabelle 3: Namen einiger einatomiger Anionen Beispiele: a) Br -, Bromid-Ion b) Ag +, Silber-Ion Anion C 4- Si 4- N 3- P 3- As 3- O 2- S 2- Se 2- Te 2- F - Cl - Br - I - Name Carbid-Ion Silicid-Ion Nitrid-Ion Phosphid-Ion Arsenid-Ion Oxid-Ion Sulfid-Ion Selenid-Ion Tellurid-Ion Fluorid-Ion Chlorid-Ion Bromid-Ion Iodid-Ion Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 22 von 236

23 Aufgabe 10: Vervollständigen Sie folgende Tabelle. Symbol Zahl p + Zahl e - Name des Ions /Atoms Anion, Kation oder neutrales Atom? O Na + K Aufgabe 11: Kombinieren Sie die angegeben Ionen, so miteinander, dass a) Die Summe der Kationenladung + Summe der Anionenladung = 0 ist und b) jede Kombination aus möglichst wenigen Ionen besteht. Verwenden Sie für jede Kombination entweder nur ein Kation oder nur ein Anion. Beispiel: Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 23 von 236

24 Aufgabe 12: Vervollständigen Sie das Begriffsnetz (Mindmap) mit den angegeben Begriffen. Kation Einatomig Mehratomig (Molekülionen) Anion Einige Begriffe können auch mehrmals verwendet werden. Aufgabe 13: a) Vervollständigen Sie folgende Tabelle. Ion Mehratomig Einatomig Ladung Kation Anion Fe SO 4 - H 2 PO 4 + NH 4 F - OH - Ca CO 3 b) Welche Ionen in der obigen Auflistung sind Molekülionen? Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 24 von 236

25 Coulomb-Gesetz und Coulomb-Kraft Der Zusammenschluss von einfacheren Teilchen zu komplexeren Teilchen gemäss dem Legoprinzip erfolgt nach gewissen Regeln (z.b.: Ladungserhaltung siehe oben) und wird durch Kräfte vermittelt die zwischen den Teilchen wirksam sind. Die Kraft die zwischen geladenen Teilchen wirkt, ist für die Chemie von fundamentaler Bedeutung. Diese Kraft wird durch das Coulomb-Gesetz beschrieben: Das Coulomb-Gesetz F C k q r q q+ = Positive Ladung [C] q- = Negative Ladung [C] (Die Einheit der Ladung ist das Coulomb [C]) r = Abstand zwischen den Ladungen [m] F C = Coulomb-Kraft bzw. elektrische Kraft [N]. k= 9 Nm C 2 2, Coulomb-Konstante Die Coulomb-Kraft ist umso stärker, je höher die Ladungen sind und desto kleiner der Abstand r zwischen den Ladungen ist. Ladungen mit gleichem Vorzeichen stossen sich ab: (+) und (+) stossen sich ab ebenso wie (-) und (-) Ladungen mit unterschiedlichem Vorzeichen ziehen sich an: (+) und (-) ziehen sich an. Beachten Sie: Auf grösserer Skala wirkt ein ganz ähnliches Gesetz. Körper mit einer Masse ziehen sich an mit der Gravitationskraft (F G ). Diese führt z.b. dazu, dass Planeten sich auf Umlaufbahnen bewegen oder ein Apfel auf die Erde fällt. Die Anziehungskraft ist umso stärker, je grösser die beiden Massen und je kleiner der Abstand zwischen zwei Körpern. Das Gravitations-Gesetz lautet: F G G m1 m2 r 2 2 G = 11 N m , ist die Gravitationskonstante, m1 und m2 die Massen zweier Körper und r der 2 Kg Abstand zwischen den zwei Körpern. Aufgabe 14: Berechnen Sie die Coulomb-Kraft und die Gravitationskraft, welche zwischen den zwei Kugeln wirken. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 25 von 236

26 Aufgabe 15: Entscheiden Sie für die folgenden Situationen zunächst qualitativ wie gross die abstossende bzw. anziehende Kraft ist. Bestätigen Sie dann durch Rechnungen ihre Entscheidungen. Beachten Sie die Einheiten und passen Sie diese an die Einheit der Coulomb-Konstante an! (Die Einheit der Ladung ist mit Milli-Coulomb [mc] angegeben.) Anmerkung: Diese Aufgabe bezieht sich nicht auf ein chemisches Beispiel, sie dient lediglich der einfachen Einübung des Coulomb-Gesetzes. Situation 1 Situation 2 Situation 3 Situation 4 a a a a b b b b Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 26 von 236

27 2.4 Elementarstoffe, Verbindungen & chemische Formeln Wie wir bereits erfahren haben, enthalten die Atomverbände aus denen die Reinstoffe aufgebaut sind, entweder Atomen nur einer Sorte oder sie sind ein Verbund von Atomen unterschiedlicher Sorten. Im ersten Fall liegt ein Elementarstoff vor im zweiten Fall eine Verbindung. Die Elementarstoffe sind aufgebaut aus Atomverbänden von Atomen nur einer Sorte, während die Verbindungen aus Atomverbänden unterschiedlicher Atomsorten aufgebaut sind. Beispiel für ein Elementarstoff: Stickstoff (N 2 ) Beispiel für eine Verbindung: Kohlendioxid (CO 2 ) Die Chemische Symbolsprache und chemische Formeln Will man die elementare Zusammensetzung eines Reinstoffes angeben, so muss man die Art und die Anzahl der Atomsorten im Atomverband angeben, dies geschieht mit der chemischen Formel. In der chemischen Formel werden die Atomsorten durch die Elementsymbole angegeben und ihre Anzahl wird als Zahlenindex angeben. Beispiel: Das Ethanolmolekül mit der chemischen Formel C 2 H 6 O ist aus zwei Kohlenstoffatome, sechs Wasserstoffatome und ein Sauerstoffatom aufgebaut. Wichtig für die Interpretation der chemischen Formel ist, dass man weiss, ob die chemische Formel einen molekular aufgebauten Stoff oder einen Atomkristall bzw. einen Ionenkristall beschreiben soll. Die einfachste Chemische Formel mit der sich ein Atomverband beschreiben lässt, ist die Verhältnisformel. Sie gibt das kleinste ganzzahlige Atomverhältnis an. Die Verhältnisformel wird auch empirische Formel genannt, da sich diese direkt aus den analytischen Messergebnissen ergibt Verhältnisformel Die Verhältnisformel ist zur Beschreibung der Ionen- und Atomverbände vollkommen ausreichend. Die Verhältnisformel entspricht dabei der chemischen Formel der sogenannten Formeleinheit des Kristalls. Ein Kristall lässt sich nämlich durch sich wiederholende Aneinanderreihung der Formeleinheit in allen drei Raumrichtungen aufbauen. Abbildung 11 veranschaulicht dies für den zweidimensionalen Fall. Abbildung 11: Die Formeleinheit mit der Verhältnisformel KI gibt die Zusammensetzung des gesamten Kristalles an, und zwar unabhängig von der Grösse des Kristalls. Die Formeleinheit ist die kleinste Wiederholungseinheit des Kristalles. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 27 von 236

28 Die chemische Formel der Formeleinheit, die Verhältnisformel, ist identisch mit der chemischen Formel des Atomkristalls und zwar unabhängig von der Grösse des Kristalls! Dies macht auch Sinn, denn, wenn Sie einen grossen Kristall in kleinere Kristalle rein mechanisch spalten, darf sich ja die chemische Zusammensetzung nicht verändern, Sie haben ja den Kristall keiner chemischen Veränderung ausgesetzt! Desweiteren kann ein Atom- bzw. Ionenkristall durch Anlagerung der entsprechenden Atome bzw. Ionen weiter anwachsen, ohne dass sich dabei die Zusammensetzung ändert. Die Abbildung 12 zeigt dies nochmal am Beispiel des Kochsalzes Natriumchlorid (NaCl, ein Ionenkristall) und Quarz (SiO 2, ein Atomkristall) zusammen. Abbildung 12: Die Beschreibung von Ionenkristalle(Oben, Beispiel NaCl) und Atomkristallen (Unten, SiO 2 ) mit der Verhältnisformel. Der Unterschied zwischen dem Bau der Atomkristalle und der Ionenkristalle, liegt in der Art der Bindung die zwischen den Atomen des Atomkristalls und den Ionen des Ionenkristalls wirkt. Wir werden später ausführlicher darüber sprechen. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 28 von 236

29 Molekülformel Während für die Ionen- und Atomkristalle die Verhältnisformel vollkommen zur Beschreibung des Atomverbandes ausreicht, ist für die Moleküle einzig die Molekülformel eindeutig. Die Molekülformel ist ein ganzzahliges Vielfaches der Verhältnisformel. So kann die Verhältnisformel C 1 H 1 sowohl das Molekül der Molekülformel C 2 H 2 oder das Molekül der Molekülformel C 6 H 6 beschreiben. Aus der Molekülformel geht eindeutig die Anzahl und die Sorte der im, den Stoff aufbauenden, Molekül enthaltenen Elemente hervor. Für die praktische Ermittlung der Molekülformel, wird neben der elementaren Zusammensetzung (aus der Elementaranalyse) auch noch die Molekülmasse benötigt. Beispiel: N 2 H 4 bedeutet, dass die Verbindung die Elemente Stickstoff (N) und Wasserstoff (H) im Verhältnis 1:2 enthält. Zusammen mit der Information, dass der Stoff aus Molekülen aufgebaut ist, folgt weiter, dass das Molekül ein in sich abgeschlossener Atomverband aus zwei Stickstoff- und vier Wasserstoffatomen ist. Durch die Molekülformel ist die Elementzusammensetzung eines Moleküls, und somit die Zusammensetzung des entsprechenden Reinstoffes, eindeutig bestimmt. Die Molekülformel macht jedoch noch keine Aussagen darüber, wie genau die Atome in den Molekülen miteinander verknüpft sind. Wie wir später noch sehen werden, bestimmt die Verknüpfung der Atome in einem Molekül die Struktur des Moleküls. Die Struktur von Molekülen wird mit der Strukturformel angegeben. Die Stoffeigenschaften eines Reinstoffes werden von der Molekülstruktur, der den Stoffaufbauenden Moleküle, bestimmt. Ein Reinstoff ist die Ansammlung von Molekülen der gleichen Art. Ein einzelnes Molekül macht noch keinen Stoff aus! Zusammenfassung Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 29 von 236

30 Aufgabe 16: a) Welche der folgenden Formeln gibt einen Elementarstoff bzw. eine Verbindung an? H 2 O 2, O 2, CH 2 O, H 2 O, CO 2, H 2. b) Eine Verbindung habe die Molekülformel: C x H y O z N w Wie sind die Indizes x,y,z und w zu interpretieren? c) Im Labor stehen Spritzflaschen mit folgenden Beschriftungen Flasche 1: H 2 O Flasche 2: C 2 H 6 O (Ethanol) Flasche 3: C 3 H 6 O (Aceton) Wie sind diese Beschriftungen zu Interpretieren? d) Die Masse eines Moleküls bzw. einer Formeleinheit ergibt sich aus der Summe der Massen aller in der chemischen Formel angegeben Atome. Berechnen Sie für die folgende Moleküle bzw. Formeleinheiten die Masse in u. i) H 2 O ii) C 6 H 12 O 6 iii) FeCl 3 iv) AlO 3 H 3 v) Na 2 SO 4 vi) KMnO 4 Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 30 von 236

31 2.4.2 Die Elemente/Atomsorten und die Elementarstoffe Es ist wichtig sich klar zu machen, dass der Begriff Element die Atomsorte beschreibt. Wir wollen in Zukunft immer klar zwischen Element und Elementarstoff unterscheiden, auch wenn dies oft nicht gemacht wird! Elementarstoffe sind Atomverbände von Atomen (Elementen) nur einer Sorte (siehe unten). Elementarstoffe kann man handhaben und manipulieren, sie kann man kaufen. Die Edelgasatome sind die einzigen Atome die frei und nicht in Form von Atomverbänden vorkommen. Die freien Atomen aller anderen Elemente sind aus den Elementarstoffen zugänglich. Bricht man den Atomverband der Elementarstoffe auf, so können die freien Atome erhalten werden. Hierzu sind besondere Apparaturen und hohe Temperaturen nötig. Elementarstoffe sind Reinstoffe, welche aus Atomen genauer Atomverbände nur einer Sorte aufgebaut sind. Elementarstoffe lassen sich chemisch nicht weiter zerlegen. Sie besitzen charakteristische Stoffeigenschaften, nach denen sie identifiziert werden können. Beispiel: Wasserstoff (Gas), Schwefel (Feststoff, Nichtleiter), Eisen (Feststoff, elektrischer Leiter). Die Elementarstoffe sind die Quellen der Elemente. Aufgabe 17: In den meisten Periodensystemen findet man Elementeinträge in etwa der Form, wie sie die folgende Abbildung zeigt. Welche der Angaben beziehen sich auf das Element Mangan und welche auf den Elementarstoff Mangan? Begründen Sie Ihre Antwort Elementarstoffe und deren Atomverbände Die Elementarstoffe lassen sich aufgrund ihrer elektrischen Leitfähigkeit in drei Gruppen einteilen, die Metalle, die Halbmetalle und die Nichtmetalle. In Zukunft wollen wir Metall mit M, Halbmetall mit HM und Nichtmetall mit NM abkürzen Metalle Die 69 bekannten Metalle liegen mit Ausnahme des flüssigen Quecksilbers als Atomkristalle (Metallkristalle) vor. Metalle sind gute Wärmeleiter und elektrische Leiter. Die elektrische Leitfähigkeit nimmt mit der Temperatur ab. Metalle sind verformbar und die polierten Flächen glänzen -> metallischer Glanz. Eine charakteristische chemische Eigenschaft der Metalle ist ihre meist lebhafte Reaktion mit den Nichtmetallen, dabei entstehen als das Reaktionsprodukt Ionenkristalle, die Salze. In diese Ionenkristalle finden sich die Metallatome als Kationen wieder. Die chemische Formel für die Metalle entspricht dem Elementsymbol. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 31 von 236

32 Beispiel: Na symbolisiert sowohl den Elementarstoff Natrium, als auch ein Natriumatom. Man könnte den Elementarstoff Natrium als Na symbolisieren um ganz klar zu zeigen, dass es sich hierbei um den Riesigen Atomverband von Natriumatomen im Metallkristall des Elementarstoffes Natrium handelt. Aus praktischen Gründen nimmt man hiervon Abstand und schreibt schlicht Na. Abbildung 13: Der Elementarstoff Natrium als Beispiel eines Metallkristalles Halbmetalle Die Halbmetalle sind Atomkristalle von geringer elektrischer Leitfähigkeit (Halbleiter). Die Leitfähigkeit steigt mit zunehmender Temperatur. Die chemische Formel für die Halbmetalle entspricht dem Elementsymbol. Man unterscheidet die 8 Halbmetalle B (Bor), Si (Silizium), Ge (Germanium), As (Arsen), Sb (Antimon), At (Astat), Se (Selen), Te (Tellur). Auch in diesen Fällen müssten wir genauer Beispielsweise Si für den Elementarstoff Silizium schreiben. Aus praktischen Gründen, symbolisieren wir aber mit dem Atomsymbol sowohl das Element (die Atomsorte) als auch den Elementarstoff (Atomkristall) mit dem Elementsymbol. Abbildung 14: Halbmetalle sind Atomkristalle geringer elektrischer Leitfähigkeit. Die Abbildung zeigt als ein Beispiel den Elementarstoff Si, und zwar in Form eines ca. 1m hohen synthetischen Atomkristalles, so wie er für die Waferherstellung Verwendung findet. Wafer sind Halbleiter-Scheiben, welche als Grundplatten für Schaltkreise und elektronische Bauteile dienen. Chips in Computern werden z.b. aus solchen Wafern hergestellt. In der Darstellung des Atomverbandes stellen die schwarzen Kugeln die Si-Atome dar. Die Striche zwischen den Atomen sollen lediglich andeuten, wie die Atome in dem Verband miteinander verknüpft sind. Diese Striche gibt es in der Realität nicht! Beachten Sie, dass der Atomverband nicht in sich abgeschlossen ist. Vielmehr sind an den Atomen der Randbezirke des gezeigten Ausschnittes weitere Atome verknüpft, so dass sich der Atomverband über den gesamten Raum erstreckt, den der Stoff, der Atomkristall, einnimmt Nichtmetalle: Man kennt 15 Nichtmetalle, welche unter Normalbedingungen entweder atomar (Edelgase), als Atomkristalle, als Moleküle oder Molekülkristalle vorkommen. Die Nichtmetalle sind Isolatoren. Atome: Edelgase (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 32 von 236

33 zweiatomige Moleküle: Die Elementarstoffe Wasserstoff, Stickstoff, Sauerstoff, Fluor, Chlor, Brom und Iod kommen als zweiatomige Moleküle vor. Die Molekülformeln lauten entsprechend: H 2, N 2, O 2, F 2, Cl 2, Br 2, I 2 (Zum Merken; sprich HNOFClBrI) H 2, N 2, O 2, F 2 und Cl 2 sind bei Raumtemperatur Gase. Br 2 ist bei Raumtemperatur flüssig und I 2 ist fest. Hier bilden die I 2 -Moleküle einen regelmässigen Molekülkristall. Chlor: Ein Gas Abbildung 15: Zweiatomige Elementratstoffe. Brom: Ein Flüssigkeit Iod: Ein Feststoff, ein Molekülkristall. Die Elementarstoffe, die aus zweiatomigen Molekülen aufgebaut sind, können bei Raumtemperatur und Normaldruck entweder gasförmig (H 2, N 2, O 2, F 2 und Cl 2, ist dargestellt), flüssig (Br 2 ) oder fest (I 2 ) sein. Bitte achten Sie darauf, wie sich die einzelnen Aggregatszustände in der Regelmässigkeit der Anordnung der Moleküle und im Abstand den die Moleküle zueinander haben unterscheiden. Achten Sie auch auf die auffällige regelmässige geometrische Anordnung der Iodmoleküle im Molekülkristall des Elementarstoffes Iod. Die Striche sind nicht real, sie sollen lediglich die geometrische Anordnung der I 2 -Moleküle andeuten. Vielatomige Moleküle: Der Elementarstoff Schwefel kommt als ein Molekülkristall von S 8 -Molekülen vor (-> Abbildung 16). Das kleinste stoffspezifische Teilchen des Elementarstoffes Schwefel ist das S 8 -Molekül, welches aus 8 fest miteinander gebundenen S-Atomen aufgebaut ist. Von einem Elementarstoff kann es verschiedene Erscheinungsformen, Modifikationen, geben. Die verschiedenen Modifikationen eines Elementarstoffes haben verschiedene physikalische (und teilweise auch chemische) Eigenschaften. Die Modifikationen eines Elementarstoffes unterscheiden sich in Ihrem Energieinhalt, ihrer Stabilität. Der in der Abbildung 16 gezeigte Elementarstoff des Schwefels, ist die stabilste Modifikation. Die weiteren Modifikationen des Schwefels werden wir später kennen lernen. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 33 von 236

34 Abbildung 16: Der Elementarstoff Schwefel kommt als Molekülkristall, welcher aus regelmässig angeordneten S 8 -Molekülen aufgebaut ist, vor. Die Ursache für das Vorkommen von Elementarstoffmodifikation liegt bei den Molekülkristallen in einer anderen Anordnung der Moleküle im Molekülkristall und bei den Atomkristallen sind die Atome im Atomkristall der verschiedenen Modifikation anders miteinander verknüpft. Elementarstoffmodifikationen sind verschiedene Erscheinungsformen eines Elementarstoffes. Eine Modifikation des Elementarstoffes Phosphor (Weisser Phosphor) ist ein Molekülkristall aus P 4 - Molekülen. Das kleinste stoffspezifische Teilchen ist das P 4 -Molekül, welches aus 4 fest miteinander gebundenen P-Atomen aufgebaut ist. Abbildung 17: Der Elementarstoff Weisser Phosphor ist ein Molekülkristall aufgebaut aus P 4 -Molekülen. Weisser Phosphor ist extrem giftig und äusserst reaktionsfreudig. Der Elementarstoff Kohlenstoff kommt in verschiedenen Modifikationen vor. Der Diamant und der Graphit sind Atomkristalle. Sie unterscheiden sich in der Art wie die Atome in dem Atomverband miteinander verknüpft sind. Diese unterschiedliche Verknüpfung der Atome im Atomkristall bedingt auch die unterschiedlichen physikalischen und chemischen Eigenschaften der Elementarstoffe. So ist Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 34 von 236

35 Diamant hart und elektrisch nichtleitend, während Graphit spröde ist und den elektrischen Strom leitet. Weiter gibt es auch die Fullerene, diese sind molekulare Modifikationen des Elementarstoff Kohlenstoff. Ein prominentes Beispiel ist das C 60 oder auch Buckyball genannt. Diese Modifikation des Elementarstoffes ist ein Molekülkristall, aufgebaut aus in sich abgeschlossenen C 60 -Molekülen. Man bezeichnet C 60 -Moleküle auch als molekulare Fussbälle, da sich die C-Atome im C 60 -Molekül so anordnen, dass sich dieselbe Anzahl von Fünf und Sechsringen wie bei einem Fussball ergibt. Abbildung 18: Die Modifikationen des Elementarstoffes Kohlenstoff. Der Diamant und der Graphit sind Atomkristalle. Die Striche zwischen den Atomen, in den gezeigten Ausschnitten der Atomkristalle, sollen lediglich andeuten, wie die Atome in dem Verband miteinander verknüpft sind. Diese Striche gibt es in der Realität nicht! Beachten Sie, dass die Atomverbände nicht in sich abgeschlossen sind. Vielmehr sind an den Atomen der Randbezirke der gezeigten Ausschnitte weitere Atome verknüpft, so dass sich der Atomverband über den gesamten Raum erstreckt, den der Stoff, der Atomkristall, einnimmt. C 60 ist ein Beispiel für eine molekulare Modifikation des Kohlenstoffes. Im Molekülkristall des C 60 sind die C 60 - Moleküle in einer regelmässigen geometrischen Ordnung angeordnet. Durch Anlagerung weiterer C 60 - Moleküle an einen bestehenden C 60 -Kristall, kann der Molekülkristall weiter wachsen. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 35 von 236

36 Aufgabe 18: Tragen Sie folgende Begriffe im Diagramm ein. Alle fest, Hg ist Flüssig Nichtmetalle Metalle Halbmetalle C (Diamant/Graphit) B, Si, Ge, As, Se, Sb, Te, At H 2, N 2, O 2, F 2, Cl 2 Br 2 I 2, S 8, P 4 He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 36 von 236

37 2.4.3 Verbindungen Verbindungen, also Atomverbände von Atomen unterschiedlicher Sorte, entstehen durch chemische Reaktion entweder aus anderen Verbindungen oder aus der Reaktion von Elementarstoffen untereinander. In allen Fällen erfolgt bei der Reaktion eine Umgruppierung der Atome. Aus Atomverbänden mit bestimmten Atomzahlverhältnissen entstehen neue Atomverbände mit anderen Atomzahlverhältnissen. Durch chemische Reaktionen lassen sich Verbindungen entweder in neue Verbindungen umwandeln oder in die Elementarstoffe zerlegen. Das setzt voraus, dass während der chemischen Reaktion die Atomverbände aufgebrochen werden und sich die Atome dann zu neuen Atomverbänden mit bestimmten Anzahl-Verhältnissen umgruppieren. Aus historischen Gründen wird zwischen den chemischen Reaktionen Analyse und Synthese unterschieden. In den Anfängen der Chemie waren diese Begriffe sehr wichtig und fundamental, weil sie aussagten, dass die Zerlegung von Verbindungen zu den Elementarstoffen führt, welche in keine weiteren Stoffe zerlegbar sind. Die Analyse war zur damaligen Zeit die einzige Möglichkeit die elementare Zusammensetzung einer Verbindung zu ermitteln. Wir wollen hier eine umfassendere Definition von Analyse und Synthese geben. Analyse: Darunter wollen wir jede chemische Reaktion verstehen bei der als Reaktionsprodukt ein Elementarstoff entweder als einziges Produkt oder zusammen mit weiteren Verbindungen entsteht. Solche Reaktionen können zur Ermittlung der chemischen Zusammensetzung einer Verbindung herangezogen werden. Beispiele: 1) Analyse von Wasser (H 2 O) mittels elektrischer Energie; Elektrolyse. Elektrolyse 2 H 2 O(l) 2 H 2 (g) + O 2 (g) Die in Klammern gesetzten Buchstaben geben an, in welcher Form die Stoffe vorliegen (l = liquidus, flüssig; s = solidus, fest; g= gas; aq = in Wasser gelöst). 2) Nun folgt eine etwas kompliziertere mögliche Analyse für CO 2. 2 Mg(s) + CO 2 (g) 2 MgO(s) + C(s) 2 MgO(s) Elektrolyse 2 Mg(s) + O 2 (g) Summenreaktion: CO 2 (g) O 2 (g) + C(s) Die erste Reaktion liefert uns die Information, dass im Atomverband des Reinstoffes C-Atome enthalten sind und die zweite Reaktion sagt uns, dass im Atomverband des Reinstoffes O-Atome enthalten sind. Also wissen wir nun, dass der Reinstoff aus einem Atomverband von C- und O-Atomen aufge- Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 37 von 236

38 baut ist. Aus der mengenmässigen Bestimmung kann man weiter auf die Molekülformel CO 2 schliessen. Weiter wird heute der Ausdruck Analyse für Untersuchungen verwendet bei denen ein Stoff auf seine Zusammensetzung und/oder Reinheit geprüft wird. Das Arbeitsgebiet der Chemie das sich damit beschäftigt, heisst Analytische Chemie. Synthese: Hierunter wollen wir jede chemische Reaktion verstehen bei der die Reaktionsprodukte ausschliesslich Verbindungen sind. Beispiele: 1) 2 H 2 (g) + O 2 (g) ----> 2 H 2 O(l) 2) PBr 3 (l) + Br 2 (g) ----> PBr 5 (s) 3) SO 2 Cl 2 (g) + 2 H 2 O(l) ----> H 2 SO 4 (l) + 2 HCl(g) Aufgabe 19: Welche Kombinationen von Reinstoffen wurden für die obigen Beispiele von Synthesen eingesetzt? Das Arbeitsgebiet der Chemie, das sich mit der Synthese von Reinstoffen beschäftigt, ist die Synthese bzw. Präparative Chemie. Wir werden später weitere mit der Analyse- und der Synthesereaktionen kennenlernen. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 38 von 236

39 Elementkombination und Atomverbandstyp Die verschiedenen Atomverbandstypen der Verbindungen resultieren aus den verschiedenen Kombinationsmöglichkeiten der Elemente Ionische Verbindungen Ionische Verbindungen werden unter anderem aus der Reaktion von Metallen mit Nichtmetallen und Halbmetallen erhalten. Im Ionenverband liegen die Metallatome immer als einatomige Kationen vor. Entsprechend liegen die Halbmetall- bzw. Nichtmetallatome als einatomige Anionen vor (Vergleich Tabelle 3 und Tabelle 4). Die Zusammensetzung der Ionenverbindung wird durch die Verhältnisformel, die Formeleinheit angegeben. Verbindungen aus Metallen und Nichtmetallen werden Salze genannt. Die Chemische Formel der Ionenverbindungen lautet: Kation x Anion y dabei gibt x die Zahl Kationen und y die Zahl der Anionen in der Formeleinheit an. Beispiele: Na 2 O: bedeutet 2 Na + -Ionen und ein O 2- -Ion BaCl 2 : bedeutet 1 Ba 2+ -Ion und 2 Cl - -Ionen Kommt ein mehratomiges Ion y-mal in der Formeleinheit vor, so wird es in Klammer geschrieben und y der Klammer als Index angefügt. Beispiel: Al 2 (SO 4 ) 3 : bedeutet 2 Al 3+ -Ionen und 3 SO Ionen Die folgende Abbildung fasst die Bildung eines Ionenkristalles aus den Elementarstoffen am Beispiel von NaCl zusammen. Abbildung 19: Synthese und Analyse einer Ionenverbindung. Der linke Bildteil zeigt weiter die mögliche Überführung des Ionenverbandes bzw. des Atomverbandes in die freien Atome. Beachten Sie, dass freie Atome unter Normalbedingungen mit Ausnahme der Edelgase kaum anzutreffen sind: Einzelatome sind sehr reaktionsfreudig und verbinden sich sofort wieder mit anderen Atomen. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 39 von 236

40 Ionenverbindungen, die mehratomige Ionen enthalten entstehen nicht direkt aus der Reaktion der Elementarstoffe untereinander. Sie entstehen wenn bestimmte Verbindungstypen miteinander Reagieren, beispielweise in der Reaktion von Säure mit Basen. Die folgende Tabelle 4 fasst die wichtigsten einatomigen und mehratomigen Anionen zusammen. Diese Anionen sollten Sie sich unbedingt einprägen. Einatomige Anionen Mehratomige Anionen/Molekülanionen Chemische Formel Name Chemische Formel Name des Anions des Anions C 4- Carbid-Ion OH - Hydroxid-Ion Si 4- Silicid-Ion 2- CO 3 Karbonat-Ion N 3- Nitrid-Ion - HCO 3 Hydrogenkarbonat-Ion P 3- Phosphid-Ion 2- SO 3 Sulfit-Ion As 3- Arsenid-Ion - HSO 3 Hydrogensulfit-Ion O 2- Oxid-Ion 2- SO 4 Sulfat-Ion S 2- Sulfid-Ion - HSO 4 Hydrogensulfat-Ion Se 2- Selenid-Ion - NO 3 Nitrat-Ion Te 2- Tellurid-Ion - NO 2 Nitrit-Ion F - Fluorid-Ion 3- PO 4 Phosphat-Ion Cl - Chlorid-Ion - H 2 PO 4 Dihydrogenphosphat-Ion Br - Bromid-Ion 2- HPO 4 Hydrogenphosphat-Ion I - Iodid-Ion 2- CrO 4 Chromat-Ion - MnO 4 Permanganat-Ion Tabelle 4: Die wichtigsten einatomigen und mehratomigen Anionen. Anmerkung: In der Tabelle sind die Ionen CrO 4 2- und MnO 4 - als molekulare Ionen aufgeführt. Da diese Moleküle die Metalle Mn und Cr enthalten, könnte man meinen sie seien ionisch aufgebaut (Also: CrO 4 2- = Cr 6+ & 4 O 2- bzw.: MnO 4 - = Mn 7+ & 4 O 2- ) dies ist jedoch nicht der Fall. Die Bildung von Metallkationen mit sehr hoher positiver Ladung ist sehr Energieaufwendig. Später bei der Besprechung der chemischen Bindung werden wir verstehen, warum es sich bei CrO 4 2- und MnO 4 - um Molekülionen handelt. Aufgabe 20: Die nebenstehende Abbildung zeigt ein Bild von KMnO 4 -Kristalle. Tragen Sie in die Kreise, der modellhaften Darstellung eines Ausschnittes des Ionenkristalles, die Formel des Kations und des Anions ein. Bei Kenntnis der Ladung der Anionen in einer ionischen Verbindung, kann wegen der Tatsache, dass ionische Verbindungen in sich elektrisch neutral sind, problemlos die Ladung der Kationen bestimmt werden. Beispiel: Die Formel FeCl 3 bedeutet, dass in der ionischen Verbindung auf drei Chloridionen ein Eisenion entfällt. Da das Chloridion einfach negativ geladen ist, muss das Eisenion die Ladung von + 3 besitzen Molekülverbindung und Atomkristalle Molekülverbindung und Atomkristalle Entstehen unter anderem direkt aus folgenden möglichen Elementarstoffkombinationen; Nichtmetall + Nichtmetall, Nichtmetall + Halbmetall oder Halbmetall + Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 40 von 236

41 Halbmetall. In Abbildung 20 ist die Synthese und Analyse einer Molekülverbindung am Beispiel des Wassers gezeigt. Abbildung 20: Synthese und Analyse einer Molekülverbindung. Das linke Bildteil zeigt weiter die mögliche Überführung der Atomverbände in die freien Atome. Beachten Sie, dass freie Atome unter Normalbedingungen mit Ausnahme der Edelgase kaum anzutreffen sind: Einzelatome sind sehr reaktionsfreudig und verbinden sich sofort wieder mit anderen Atomen. Die folgende Tabelle fasst die verschiedenen Elementkombinationen, die zu den drei möglichen Atomverbandtypen führen zusammen. Elementkombination in der Verbindung Metall + Nichtmetall; M+NM Metall + Halbmetall; M+HM Metall + Metall; M+M Nichtmetall + Nichtmetall; NM+NM Nichtmetall + Halbmetall; NM+HM Halbmetall + Halbmetall; HM+HM Atomverband Ionenkristall Metallkristall Molekül Oder Atomkristall Tabelle 5: Elementkombinationen, die zu den Atomverbandstypen führen. Da die Elementkombination einer Verbindung aus ihrer chemischen Formel hervorgeht, kann aus ihr auch der Atomverbandstyp der Verbindung entnommen werden. Dabei machen wir folgende Vereinfachung die wir später präzisieren werden: Wir gehen momentan davon aus, dass Verbindungen der Elementkombinationen NM+NM, NM+HM und HM + HM immer Molekülverbindungen sind. Dies ist, wenn wir den gasförmigen Stoff betrachten, auch immer richtig. Wir werden später sehen welche Stoffe bei Raumtemperatur als Atomkristalle zu betrachten sind. Die Frage, ob ein Stoff bei Raumtemperatur molekular oder als Atomkristall vorliegt, kann nur experimentell beantwortet werden, in dem man Beispielweise seine Stoffeigenschaften vergleicht. Dies wird im nächsten Abschnitt gezeigt. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 41 von 236

42 Abbildung 21 zeigt ein Flussdiagramm anhand dessen von der chemischen Formel eines Stoffes auf den Atomverbandstyp und somit den Stofftyp geschlossen werden kann. Abbildung 21: Von der chemischen Formel zum Reinstofftyp. Aufgabe 21: Tragen Sie die folgenden chemischen Formeln in die richtige Spalte der Tabelle ein. Beachten Sie, dass mehrere Zuordnungen möglich sind. O 2, CO 2, H 3 PO 4, Na 2 HPO 4, K 2 SO 4, CaCO 3, O 3, Si, C 70, Ag 5 Al 3, PbCl 2, Pb, KCl, NaBr, CuZn, AlF 3, HCl NaOH, MgCu 2, Ga 2 O 3, FeS 2, SO 3, TiO 2, NaHCO 3, KMnO 4, F 2. Elementarstoff Metallkristall Ionenkristall (Salze) Molekülverbindung Atomkristall Aufgabe 22: Welche der in der obigen Aufgabe aufgeführten Elementarstoffe sind molekulare Stoffe, welche sind Atomkristalle bzw. Metallkristalle? Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 42 von 236

43 Aufgabe 23: Interpretieren Sie mit Hilfe der Tabelle 4 die folgenden chemischen Formeln Al 2 (SO 4 ) 3 Ca 3 (PO 4 ) 2 Li 3 PO 4 NaClO 4 Aufgabe 24: Tragen Sie die Folgende Begriffe in unterem Diagramm ein: Ionen Molekülverbindungen (Molekulare Stoffe) Atome Moleküle Atomkristalle Ionenkristalle (Ionenverbindungen) Aufgabe 25: Erklären Sie den Unterschied zwischen einem Molekül und einer Verbindung. Hinweis: Beziehen Sie sich auf die Abbildungen 1, 5 und 8. Aufgabe 26: In welche Elementarstoffe können die folgenden Verbindungen zerlegt werden? Geben Sie die Elementarstoffe mit ihren chemischen Formeln an. a) CaO b) H 2 S c) PbSO 4 Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 43 von 236

44 d) CaCO 3 e) KF f) C 5 H 4 ClN g) C 5 H 6 ClN 3 O 2 Aufgabe 27: Geben Sie für die Folgenden ionischen Verbindungen jeweils das Kation und das Anion mit den jeweiligen Ladungen an. CaCl 2 PbI 2 KHSO 4 Fe(NO 3 ) 3 Fe(NO 3 ) 2 Na 2 CO 3 BaBrCl Al(OH) 3 AlPO 4 Ga 2 (SO 4 ) 3 Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 44 von 236

45 2.5 Atomverbandstyp und Stoffklassen Stoffklassen 3. Die meisten Reinstoffe lassen sich aufgrund ihrer physikalischen Eigenschaften - also rein phänomenologisch! - in vier verschiedene Gruppen einordnen. Logischerweise handelt es sich nur um Gruppeneigenschaften, d.h. es gibt in jeder Gruppe Ausnahmen. Wie die folgende Abbildung zeigt, sind Stoffe einer Stoffklasse aus dem gleichen Atomverbandstyp aufgebaut. Stoffklassen Metallische Stoffe Diamantartige Stoffe Salzartige Stoffe Molekulare Stoffe Beispiele Kupfer Diamant Kochsalz Wasser Aluminium Quarz Kalkstein Ethanol (Alkohol) Atomverbandstyp Metallkristall (Atomkristall) Atomkristall Ionenkristall Molekül Kleinste Stoffspezifische Teilchen Atome Ionen (Kation & Anion) Moleküle 1: Metallische Stoffe. Ihre wichtigsten Merkmale sind die elektrische Leitfähigkeit im festen und flüssigen Zustand, der bei kompakten Stücken starke Glanz (Metallglanz) und die schwarze Farbe (die allerdings oft nur in fein verteiltem Zustand feststellbar ist). Die Siedetemperaturen variieren stark (Quecksilber 360 C, Wolfram 5600 C), sind jedoch im Allgemeinen ziemlich hoch. Für viele Metalle charakteristisch ist die Duktilität (Verformbarkeit durch Hämmern, Biegen, Walzen usw.): manche Metalle sind allerdings eher spröde und daher schlecht verformbar (Chrom, Bismut). Mit Ausnahme von Quecksilber sind die Metalle in Wasser unlöslich 4. 2: Diamantartige Stoffe. Ihre wesentlichen Eigenschaften sind die sehr hohe Härte (Diamant ist der härteste natürliche Stoff) und ihre hohen Schmelz- und Siedetemperaturen. Diamantartige Stoffe sind in Wasser völlig unlöslich und Nichtleiter bzw. Halbleiter. Selbstverständlich gibt es viele Reinstoffe, die Charaktere verschiedener Gruppen in sich vereinigen und damit Übergänge zwischen ihnen bilden. So besitzt Pyrit, ein gelb glänzendes, ziemlich häufiges Mineral, Eigenschaften sowohl von Salzen wie auch von Metallen. Pyrit ist also ein Zwischenglied zwischen diesen beiden Gruppen. 3: Salzartige Stoffe. Salze leiten den elektrischen Strom, jedoch - im Gegensatz zu den Metallen - nur im flüssigen (geschmolzenen) oder gelösten Zustand, wobei als Begleiterscheinung chemische Vorgänge an den Stromzuführungen auftreten, sogenannte Redox-Reaktionen. Diese werden später separat besprochen. Schmelz- und Siedetemperaturen liegen im Allgemeinen hoch (Kochsalz mit einer Siedetemperatur von 1440 C). Alle Salze sind wasserlöslich, wenn auch in sehr unterschiedlichem Mass. Auch schwer lösliche Salze (die oft ungenau als unlöslich bezeichnet werden) lösen sich ein wenig, z.b. von Marmor etwa 7 mg im Liter. 3 Quelle: G.Baars, H.R.Christen, CHEMIE, hep-verlag Bern, 1.Auflage, Verändert. 4 Die Wasserlöslichkeit von Metallen wie Natrium beruht auf chemischen Reaktionen mit Wasser. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 45 von 236

46 4: Molekulare Stoffe. Die physikalischen Eigenschaften der molekularen Stoffe sind abhängig von der Grösse der Moleküle man unterscheidet daher zwischen niedermolekularen Stoffen (bis zu ca Atomen), den flüchtigen Stoffen und den Hochmolekularen Stoffen. Niedermolekulare Stoffe: Ihr Hauptmerkmal ist ihre relativ niedrige Schmelz- und Siedetemperatur. Viele niedermolekulare Stoffe sind bei Raumtemperatur Gase oder lassen sich durch geringes Erwärmen (bis etwa 450 C) verdampfen. Im festen Zustand sind sie meist ziemlich weich. Elektrische Leitfähigkeit ist nicht vorhanden. Man nennt diese Stoffe auch leichtflüchtige Stoffe. Werden die Moleküle Grösser so werden sie zunehmend schwerer flüchtig. Hochmolekulare Stoffe: sind Festkörper, harzartige oder weiche Massen, mit einer manchmal ausgesprochenen Neigung zum Fadenziehen. Beim Erwärmen erweichen sie und verflüssigen sich allmähich, ohne eine scharfe Schmelztemperatur zu zeigen. Im Wasser meist unlöslich, sind sie in organischen Lösemitteln oft löslich oder werden von diesen gequollen. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 46 von 236

47 Aufgabe 28: Vervollständigen Sie folgende Tabelle Stoffklassen Metallische Stoffe Diamantartige Stoffe Salzartige Stoffe Molekulare Stoffe Eigenschaften Atomverbandstyp Beispiele Kleinste Stoffspezifische Teilchen Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 47 von 236

48 Aufgabe 29: Vervollständigen Sie folgende Tabelle. Chemische Formel des Stoffes Stoffklasse Mögliche Stoffeigenschaften Kleinste Stoffspezifische Teichen KCl NaOH Ti CO 2 C 10 H 8 Na 2 CO 3 N 2 C 3 H 8 O Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 48 von 236

49 3 Charakterisierung von Stoffen Wir haben bis jetzt immer von den Stoffeigenschaften gesprochen und den grossen Dienst den sie bei der Charakterisierung und Systematisierung der Stoffe leisten. Im Folgenden werden wir uns mit einigen Stoffeigenschaften beschäftigen. Wie Abbildung 22 zeigt, kann zwischen den Gemischen und den Reinstoffen aus denen die Gemische zusammengesetzt sind unterschieden werden. Abbildung 22: Die Erscheinungsformen der Materie. Der unterste Teil der Abbildung zeigt weiter, dass alles Materielle auf kleinste Bausteine zurückgeführt werden kann. In den heterogenen Gemischen behalten die Bestandteile des Gemisches (die Reinstoffe) ihre charakteristischen Stoffeigenschaften unverändert bei. Die homogenen Gemische hingegen haben Eigenschaften, die von der genauen Zusammensetzung des Gemisches abhängen. Elementarstoffe und Verbindungen unterscheiden sich von den Gemischen dadurch, dass sie aus nur einer stoffspezifischen Teilchensorte bestehen. Aus diesem Grund haben die Reinstoffe im Gegensatz zu den Gemischen eine feste, unveränderliche Zusammensetzung, was zur Folge hat, dass die Reinstoffe gleichbleibende charakteristische Eigenschaften besitzen und durch physikalische Methoden nicht in weitere Stoffe aufgetrennt werden können. Einen Eindruck davon, wie die Eigenschaften eines homogenen Gemisches von der Zusammensetzung abhängen können, erhalten Sie bei Betrachtung der nachfolgenden Abbildungen. Während für die Reinstoffe die in den Abbildungen gezeigten Eigenschaften konstant sind, sind die entsprechenden Eigenschaften der Mischungen deutlich von der Zusammensetzung abhängig. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 49 von 236

50 Abbildung 23: Das homogene Gemisch aus den Reinstoffen Wasser und Natriumhydroxyd (NaOH) wird Natronlauge genannt. Die Grafiken zeigen links die Abhängigkeit der Dichte bei 20 C und rechts die Abhängigkeit der Viskosität (Zähflüssigkeit) bei 20 C der Lösung von dem prozentualen Massenanteil an NaOH in der Lösung. Abbildung 24: Einige Eigenschaften des homogenen Gemisches aus den Reinstoffen Wasser und Ethanol. Die Grafiken zeigen links die Abhängigkeit der Dichte und des Brechungsindexes bei 20 C, und rechts die Abhängigkeit des Schmelzpunktes der Lösung von dem prozentualen Massenanteil an Ethanol in der Lösung. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 50 von 236

51 3.1 Verhalten der Stoffe beim Erhitzen und Deutung im Teilchenmodell Erwärmt man einen homogen Stoff, so kann er je nach Bedingungen, schmelzen, sublimieren verdampfen oder sich zersetzen. Abbildung 25: Das Verhalten der Stoffe beim Erhitzen. Dieses Verhalten gilt für alle Stoffe. Auch gelten beim Übergang von einem Aggregatszustand in den anderen für alle Stoffe die gleichen Gesetzmässigkeiten. Damit wir auf der Ebene der stoffspezifischen Teilchen die Diskussion der Aggregatszustände und deren Eigenschaften ganz allgemein beschreiben können, führen wir nun das Teilchenmodell ein. Abbildung 26 fasst die Annahmen des Teilchenmodells zusammen. Abbildung 26: Das Teilchenmodell. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 51 von 236

52 3.1.1 Aggregatszustände und Aggregatszunstandswechsel Alle Stoffe können in einem der drei Aggregatszustände vorkommen. In welchen Aggregatszustand ein Stoff jeweils vorliegt, hängt von den äusseren Bedingungen Druck und Temperatur ab. Für jeden Stoff lässt sich ein Phasendiagramm angeben, (siehe Abbildung 27) aus dem man ablesen kann, unter welchen Druck- und Temperaturbedingungen ein Stoff fest, flüssig oder gasförmig vorliegt. Abbildung 27:Allgemeines Phasendiagramm eines Stoffes. An der Trennlinie fest/flüssig (Schmelzkurve) kann man die Schmelztemperatur bei dem jeweiligen Druck ablesen. An der Grenzlinie fest/gasförmig (Sublimationskurve) kann man die Sublimationstemperatur ablesen. Die Siedetemperatur in Abhängigkeit von dem Druck kann an der Grenzlinie flüssig/gasförmig (Dampfdruckkurve, Verdampfungskurve ) abgelesen werden. In LMPG werden wir uns sehr ausführlich mit den Phasendiagrammen beschäftigen. Im festen Aggregatszustand sind die stoffspezifischen Teilchen im Kristall in einer regelmässigen geometrischen Anordnung angeordnet. Zwischen den Teilchen wirken Anziehungskräfte, welche die Teilchen im Kristall zusammen halten. In Abhängigkeit von der Temperatur vollführen die Teilchen mehr oder weniger starke Schwingungsbewegungen um ihre festen Gitterplätze aus. Führt man dem Kristall Wärmeenergie zu, so wird diese in Bewegungsenergie der Teilchen umgewandelt, die Teilchen schwingen stärker und die Temperatur des Kristalles steigt. Die Teilchen haben nun im Mittel einen höheren Abstand zueinander. Dies hat eine Volumenvergrösserung und als Konsequenz hiervon eine Dichteabnahme zur Folge. Bei weiterer Zufuhr von Wärmeenergie steigt die Temperatur bis zur Schmelztemperatur an. Ab dieser Temperatur führt jede weitere Zufuhr von Wärmeenergie zu keinem weiteren Temperaturanstieg mehr. Vielmehr führt die weitere Energiezufuhr zu einer Lockerung des Teilchenverbandes im Kristall, was mit einer Zerstörung der regelmässigen geometrischen Anordnung der Teilchen einhergeht. Der Kristall geht in den flüssigen Zustand über, der Feststoff schmilzt. Am Schmelzpunkt wird also die zugeführte Energie nicht mehr in die Bewegungsenergie der Teilchen umgewandelt, sondern zur teilweisen Überwindung der Anziehungskräfte zwischen den Teilchen verwendet, sie wird in potenzielle Energie (Lageenergie) umgewandelt. Während des gesamten Schmelzvorganges bleibt die Temperatur konstant bis aller Feststoff geschmolzen ist. Im flüssigen Zustand sind die Teilchen beweglicher und unregelmässiger angeordnet. Der Abstand zwischen den Teilchen ist grösser als im festen Zustand. Wird die Schmelze weiter erwärmt, so wird nun die Wärmeenergie in die Bewegungsenergie der Teilchen umgewandelt. Wodurch sich ihre Geschwindigkeit und damit der mittlere Abstand zwischen ihnen erhöhen. Damit einhergehend ist eine Ausdehnung des Stoffes, was eine Abnahme der Dichte zur Folge hat. Wird der Flüssigkeit nach Erreichen der Siedetemperatur weitere Wärmeenergie zugeführt, so wird diese in potenzielle Energie Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 52 von 236

53 umgewandelt, wodurch die Teilchen nun die Anziehungskräfte zwischen ihnen vollständig überwinden und in den gasförmigen Zustand übergehen. Der Stoff verdampft. Im Gasförmigen Zustand haben die Teilchen die höchste Geschwindigkeit und den höchsten Abstand zueinander. Sie üben keine Anziehungskräfte mehr auf einander aus. Abbildung 28 fasst eben gesagtes in Form eines Temperatur-Energie-Diagrammes zusammen, sie zeigt auch die jeweiligen Teilchenbilder der Aggregatszustände und der Aggregatszustandsänderungen. Abbildung 28: Das qualitative Temperatur-Energie-Diagramm eines Stoffes und dazugehörige Teilchenbilder. Es bedeuten: = Schmelztemperatur, = Siedetemperatur, q = spezifische m Schmelzwärme und r = spezifische Verdampfungswärme. In LMPG werden wir lernen Temperatur-Energie-Diagramme zu berechnen. b Aufgabe 30: Definieren Sie folgende Begriffe: a) Siedetemperatur: b) Schmelztemperatur c) Erstarrungstemperatur d) Kondensationstemperatur Aufgabe 31: Warum muss man den Siedepunkt und den Schmelzpunkt eines Reinstoffes immer mit dem dazugehörigen Druck angeben? Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 53 von 236

54 Unterschied im Schmelz- und Siedeverhalten zwischen molekulare Stoffe und Atom- bzw. Ionenkristalle. Zwischen den molekular aufgebauten Reinstoffen und den aus Atomkristallen bzw. Ionenkristallen aufgebauten Reinstoffen besteht bezüglich des Schmelz- und Siedevorganges ein wichtiger Unterschied. Während das Schmelzen und insbesondere das Sieden eines Atomkristalles bzw. eines Ionenkristalles mit einer Lockerung (beim Schmelzen) bzw. einem völligem Aufbrechen des Atomverbandes einhergehen, bleibt bei den molekularen Stoffen der Atomverband, das Molekül, intakt. Dieses Verhalten erklärt, die gegenüber den molekularen Stoffen viel höhere Siedepunkte der Metalle und Salze. In Tabelle 6 sind exemplarisch einige Schmelz und Siedepunkte von Reinstoffe aufgelistet. Name/Formel Schmelztemperatur [ C] bei bar Siedetemperatur [ C] bei bar Natriumchlorid NaCl Kaliumhydroxid KOH Wasser H 2 O Naphthalin C 6 H 10 Quecksilber Hg Lithium Li Blei Pb Essigsäure C 2 H 4 O 2 Ammoniak NH Tabelle 6: Schmelz- und Siedetemperatur einiger Reinstoffe Die hohen Siedepunkte der Metalle und der Ionenkristallen rühren also daher, dass beim Sieden dieser Stoffe der Atomverband aufgebrochen wird, wofür sehr viel Energie nötig ist, weil die starke chemische Bindung die zwischen den Atomen bzw. den Ionen in den Atom- und Ionenverbänden wirkt, überwunden werden muss. Beim Sieden der molekularen Stoffe hingegen, müssen lediglich die wesentlich schwächeren zwischenmolekularen Kräfte (ZMK), welche zwischen den Molekülen wirken, überwunden werden. Abbildung 29 fasst diese Zusammenhänge grafisch zusammen. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 54 von 236

55 Abbildung 29: Je stärker die Kräfte sind, die zwischen den stoffspezifischen Teilchen eines Reinstoffes wirken, desto höher sind die Schmelz- und Siedetemperaturen. Aufgabe 32: Übertragen Sie die Stoffnamen der Tabelle 6 in die erste Spalte der folgenden Tabelle und kreuzen Sie das jeweils zutreffende an. Stoffname Reinstoff Verbindung Elementarstoff Ionenkristall Molekularer Stoff Metallischer Stoff Aufgabe 33: Warum besitzt der Stoff Wasser eine Siedetemperatur aber ein einzelnes Wassermolekül nicht? Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 55 von 236

56 Unterschied im Siede- und Schmelzverhalten zwischen einem Reinstoff und einer Lösung. Während der Siedepunkt von flüssigen Reinstoffen konstant ist, ist der Siedepunkt von Lösungen abhängig von der Zusammensetzung der Lösung. Abbildung 30 zeigt das Temperatur-Energie- Diagramm von Wasser und von einer Kochsalzlösung, wenn beide Stoffe in einem offenen Gefäss erhitzt werden. Man erkennt deutlich, dass: a) Der Siedepunkt der Lösung höher ist, als der des Lösungsmittels Wasser und b) dass der Siedepunkt der Lösung während des Siedens mit zunehmendem Abdampfen des Lösungsmittels immer weiter ansteigt. Prinzipiell gilt, dass wenn man einen Feststoff in einem Lösungsmittel löst, die Lösung einen tieferen Gefrierpunkt (Gefrierpunkterniedrigung) und einen höheren Siedepunkt (Siedepunktserhöhung) als das reine Lösungsmittel hat. Abbildung 30 : Das Temperatur-Energie- Diagramm des homogenen Stoffes (Salzlösung) und des Reinstoffes Wasser im Vergleich. (Quelle: Günther Baars, Basiswissen Chemie 3. Auflage, hep-verlag, Bern 2015) Aufgabe 34: a) Tragen Sie folgende Begriffe in das Schema (Quelle: Chemie SI) ein: Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 56 von 236

57 Temperatur, Energieinhalt, Flüssig, Fest, Gasförmig, Erstarren, Verdampfen, Sublimieren, Resublimieren, Kondensieren und Schmelzen. b) Stellen Sie in den gestrichelten Kreisen, die jeweilige Aggregatszustände im Teilchenmodell dar. c) Um welche stoffspezifischen Teilchen handelt es sich bei diesem Beispiel? Aufgabe 35: a) Zeichnen Sie die Pfeilspitzen in der passenden Richtung ein. b) Stellen Sie in den Quadraten die Aggregatszustände im Teilchenmodell dar. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 57 von 236

58 c) Welche Art stoffspezifischer Teilchen liegen in einem molekularen Stoff welche in einem Ionischen Stoff, einem Salz, vor? d) Welch Art stoffspezifische Teilchen liegen in einem Metall vor? Aufgabe 36: a) Erklären Sie den Kurvenverlauf des Siedepunktes einer Salzlösung anhand der Abbildung 30. b) Ist der Siedepunkt einer 10%igen NaCl-Lösung höher oder tiefer als der eine 8%igen NaCl-Lösung? Begründen Sie Ihre Antwort. Aufgabe 37: Der molekulare Stoff Isopropanol besitzt bei Normaldruck eine Siedetemperatur von 82 C und einen Schmelzpunkt von -88 C. a) Zeichnen Sie das qualitative Temperatur-Energie-Diagramm für das Erwärmen von Isopropanol von -100 C bis 150 C. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 58 von 236

59 b) Kennzeichen Sie im Diagramm die Aggregatszustände, die in den jeweiligen Temperaturbereichen vorliegen und deuten Sie die Richtung der Aggregatszustandsänderungen mit Pfeilen an. c) In welchem Aggregatszustand liegt Isopropanol bei 20 C und Normaldruck vor? Aufgabe 38: Nebenstehende Abbildung zeigt die Dampfdruckkurve von Wasser. a) Beschriften Sie die Gebiete in der Abbildung mit den Namen der dort vorliegenden Aggregatszustände. b) Auf einem Berg ist der Atmosphärendruck 500 mbar. Bei welcher Temperatur siedet das Wasser auf dem Berg? c) In welchem Aggregatszustand liegt Wasser von 100 C bei einem Druck von 750 mbar vor? d) Welchen Siedepunkt hat das Wasser bei einem Druck von 1500 mbar? Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 59 von 236

60 Aufgabe 39: a) Beschriften Sie die Pfeile in der nebenstehenden Abbildung mit den folgenden Begriffen: Verdampfen Schmelzen Sublimieren Schmelzwärme (Schmelzenthalpie) Verdampfungswärme (Verdampfungsenthalpie) Sublimationswärme (Sublimationsenthalpie) b) Handelt es sich bei der Kondensation um einen endothermen oder einem exothermen physikalischen Vorgang? Begründen Sie Ihre Antwort. c) Geben Sie jeweils eine Definition an, für: i) einen endothermen physikalischen Vorgang und ii) Einen exothermen physikalischen Vorgang. d) In einer Campinggaskartusche liegt flüssiges Butan vor. Warum beschlägt sich die Kartusche aussen zunächst mit Wasser und dann mit Eis, wenn aus ihr über längere Zeit Gas entnommen wird? Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 60 von 236

61 Die Teilchen eines Stoffes sind in Bewegung. Eine Annahme, die das Teilchenmodell macht, ist, dass die Teilchen in Bewegung sind. Tatsächlich lassen sich mit dieser Annahme sehr viele Phänomene anschaulich erklären und verstehen. Die Bewegung der Teilchen ist umso heftiger, je höher die Temperatur ist. Nur am absoluten Nullpunkt, also bei C bzw. 0 K, bewegen sich die Teilchen nicht. Die Teilchen in den Feststoffen können lediglich um ihre Gitterplätze im Atom- oder Molekülkristall schwingen, sie "zittern" an Ort und Stelle. Im Gegensatz hierzu sind die Teilchen der Gase und Flüssigkeiten frei beweglich. Zwischen den Teilchen in Gasen und Flüssigkeiten kommt es daher zu Zusammenstössen, wobei Energie zwischen den stossenden Teilchen ausgetauscht wird. Zusammenstösse von Teilchen führen dazu, dass einige Teilchen verlangsamt und andere dafür beschleunigt werden. Die Folge davon ist, dass bei gegebener Temperatur die Teilchen eine durchschnittliche Geschwindigkeit und somit eine durchschnittliche Bewegungsenergie besitzen. Physikalisch lässt sich die durchschnittliche Bewegungsenergie von Gasteilchen mit folgender Formel erfassen: Bewegungsenergie ~ T 1 2 J m v T 2 K Bzw. 23 J T K v m m = Teilchenmasse in [kg] v = mittlere Teilchengeschwindigkeit in [m/s] T = Temperatur in [K] Ähnliche Beziehungen lassen sich auch für Teilchen in Flüssigkeiten angeben. Aus obiger Formel lässt sich schliessen, dass die Temperatur ein Mass für die Bewegungsenergie der Teilchen ist. Weiter folgt aus obiger Gleichung, dass bei gleicher Temperatur alle Teilchen die gleiche mittlere Bewegungsenergie haben, allerdings sind schwere Teilchen langsamer unterwegs als leichte Teilchen. Aufgrund der Teilchenstösse die zwischen den Teilchen einer Flüssigkeit oder eines Gases erfolgen, werden die Teilchen ständig aus ihrer geradlinigen Bewegungsrichtung abgelenkt (Siehe Abbildung 31). Abbildung 31: Aufgrund der Zusammenstösse mit anderen Teilchen bewegt sich ein Teilchen in einer Flüssigkeit oder einem Gas auf einem zufallsbestimmten Zick-Zack- Kurs. Das Teilchen bewegt sich nur bis zum nächsten Stoss geradlinig. Werden grössere Partikel wie etwas Aktivkohle oder Bärlappsporen in eine Flüssigkeit suspendiert, so überträgt sich infolge der Kollisionen der Flüssigkeitsteilchen mit den Partikeln die Zick-Zack-Bewegung der Moleküle der Flüssigkeit auch auf die suspendierten Partikeln. Die Partikel vollführen eine Zitterbewegung, welche unter dem Lichtmikroskop beobachtet werden kann und als Brownsche Bewegung bezeichnet wird. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 61 von 236

62 Aufgabe 40: a) Berechnen Sie die mittlere Geschwindigkeit eines Wassermoleküls in der Gasphase bei 25 C. b) Angenommen Sie würden mit dem Wassermolekül aus der Aufgabe a) ein Wettrennen von Aarau nach Zürich machen. Sie fahren dabei eine Kawasaki mit der Spitzengeschwindigkeit von 280 km/h (Sie wissen, es ist verboten, die Maschine so aufzudrehen!). Wer ist schneller am Ziel in Zürich, Sie oder das H 2 O-Molekül? Aufgabe 41: Welches Molekül hat bei 25 C die grössere Durchschnittsgeschwindigkeit: ein H 2 O-Molekül oder ein HBr-Molekül? Begründen Sie Ihre Antwort ohne jegliche Berechnung. Aufgabe 42: Ammoniakgas (NH 3 ) reagiert mit Chorwasserstoffgas (HCl) zu Ammoniumchlorid (NH 4 Cl), einem Feststoff. Bringt man am Ende eines Glasrohrs, ein mit wässrige HCl-Lösung (Salzsäure) gefülltes Schälchen und am anderen Ende ein mit wässriger Ammoniaklösung gefülltes Schälchen ein, so beobachtet man nach kurzer Zeit die Bildung eines weissen Ringes von NH 4 Cl. (Hinweis: Aus beiden Lösungen verflüchtigen sich teilweise die gelösten Stoffe NH 3 und HCl, welche als Reinstoffe Gase sind.) (Quelle: Chemie für Schule und Beruf, Europa-Lehrmittel, 2014) Erklären Sie, warum sich der weisse Ring nicht exakt in der Mitte bildet. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 62 von 236

63 Druck in Gasen Wird ein Gas in einen geschlossenen Behälter eingesperrt, so baut sich in dem Behälter einen Druck auf. Dieser Druck entsteht durch die Stösse der Teilchen an die Gefässwandungen. Dabei üben die Teilchen auf die Gefässflächen Kräfte aus, einmal durch den Aufprall an die Wände und einmal durch das Abprallen von den Wänden. Die Situation ist vergleichbar mit dem Verhalten eines Tennisballes, der gegen eine Wand geschlagen wird. Der Gasdruck entsteht also dadurch, dass die Gefässwände das Gas an der freien Ausdehnung, der freien Bewegung hindern. (Quelle: Petrucci et. al., General Chemistry, 10 th Ed., Pearson 2011) Lösungsvorgang und Diffusion Gibt man ein Stück Kandiszucker (Saccharose) in heissen Tee und wartet genügend lange, so wird der Tee gleichmässig gesüsst. Beim Lösevorgang gehen die Zuckermoleküle aus dem Molekülkristall in die Lösung über. Aufgrund ihrer Beweglichkeit verteilen sich die Saccharose-Moleküle gleichmässig zwischen den Wassermolekülen. Abbildung 32 Stellt den Lösungsvorgang von Saccharose bildlich im Teilchenmodell dar. Abbildung 32: Der Lösungsvorgang von Rohrzucker (Saccharose) in Wasser. Gezeigt werden Fotos und die entsprechenden Teilchendarstellungen. Die Stoffspezifischen Teilchen der Saccharose sind die Saccharosemoleküle, welche im Teilchenmodell als Kreise dargestellt werden. Im oberen Bildteil ist ein Saccharosemolekül als Molekülmodell dargestellt. Die Kugeln stellen die Atome des Saccharosemoleküls dar. Rot: Sauerstoffatom, grau: Kohlenstoffatom und weiss: Wasserstoffatom. Auch die Wassermoleküle werden im Teilchenmodell als Kreise symbolisiert. (Quelle: Chemie SI, Verändert) Am Anfang des Lösungsprozesses befinden sich in der Nähe des sich auflösenden Saccharose- Molekülkristalls sehr viele gelöste Saccharose-Moleküle (hohe Konzentration 5 ) und weiter davon entfernt im inneren der Lösung sehr wenige. Aufgrund der Teilchenbewegung gelangen nun in den 5 Die Konzentration gibt die Anzahl gelöster Teilchen pro Volumeneinheit an. Je höher die Konzentration ist, desto mehr gelöste Teilchen sind in der Volumeneinheit vorhanden. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 63 von 236

64 Bereich hoher Konzentration Wassermoleküle hinein und Saccharose Moleküle wandern weiter in das Lösungsinnere hinaus. Dadurch nimmt die Konzentration in der Nähe des Kristalls ab und im Inneren der Lösung steigt die Konzentration an. Der Vorgang dauert solange an bis sich der Saccharose- Molekülkristall völlig aufgelöst hat und die Konzentration im gesamten Bereich der Lösung gleich geworden ist. Den Vorgang des Konzentrationsausgleichs infolge der Teilchenbewegung nennt man Diffusion. Dabei wandern die Teilchen immer von Orten hoher Konzentration zu Orten niedrigerer Konzentration. Den Konzentrationsausgleich durch Diffusion kann man sich wie folgt vorstellen (siehe Abbildung 33). Wir stellen uns zwischen zwei angrenzenden Bereichen unterschiedlicher Konzentration eine vollkommen durchlässige Trennwand vor. Durch diese Wand treten gelöste Teilchen von der weniger konzentrierten Lösung in die konzentrierte Lösung ein und ebenso treten gelöste Teilchen vom Gebiet höherer Konzentration in das Gebiet niederer Konzentration ein. Da es im Gebiet hoher Konzentration mehr gelöste Teilchen als im Gebiet niederer Konzentration gibt, können auch mehr Teilchen in das Gebiet niederer Konzentration übergehen. Im Endergebnis führt das zur einer Nettobewegung der gelösten Teilchen von Orten hoher Konzentration zu Orten niedrigerer Konzentration. Es kommt so zum Konzentrationsausgleich. Haben sich die Konzentrationen ausgeglichen (d.h. sind die zwei Stoffe perfekt vermischt), so gehen von beiden Seiten der Trennwand gleich viele Teilchen auf die jeweils andere Seite über. Abbildung 33: Zur Veranschaulichung der Diffusion. Details werden im nebenstehen Text erläutert. Die Diffusion ist nicht nur auf Lösungen beschränkt, auch in Gasmischungen kommen Diffusionsvorgänge vor. Aufgabe 43 Betrachten Sie das nebenstehende Bild. In dem Zylinder des linken Bildteils wurden einige Tropfen Brom (Br 2 ) gegeben und danach wurde der Zylinder mit einer Glasabdeckung verschlossen. Nach einiger Zeit beobachtet man was im rechten Bildteil gezeigt ist. Geben Sie für diese Beobachtung eine Erklärung. (Quelle: Elemente Chemie, Klett u. Balmer, Zug 2010) Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 64 von 236

65 Aufgabe 44 Viele Falter kommunizieren über Lock- und Botenstoffe miteinander, welche sie aus speziellen Drüsen in die Luft abgeben. Auf welches Phänomen verlassen sich dabei die Falter? Beschreiben Sie die Funktionsweise dieser Kommunikationsmethode. Aufgabe 45 Warum können wir im vierten Stock den Duft des Leckeren Mensaessen riechen, wenn im Erdgeschoss der Koch das Essen zubereitet? Aufgabe 46 Skizzieren Sie in nebenstehendes Koordinatensystem das Konzentrationsprofil für ein sich auflösender Kristall. Aufgabe 47 Warum beschleunigen a) Rühren und b) Erwärmen den Lösungsvorgang? Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 65 von 236

66 Diffusion und Lösevorgang von Ionenkristalle Beim Lösevorgang wird die ionische Bindung zwischen den Ionen aufgebrochen und durch eine elektrostatische Anziehungskraft, welche zwischen den Ionen und den Wassermolekülen wirksam ist, ersetzt. Die Ionen in der Lösung umgeben sich mit einer sogenannten Hydrathülle. Man nennt Ionen, die von einer Hydrathülle umgeben sind aquatisierte oder hydratisierte Ionen. Durch den Lösungsvorgang zerfällt ein Salz zu den aquatisierten Ionen (Siehe Abbildung 34). Man spricht in diesem Zusammenhang auch von der Dissoziation des Salzes. Die aquatisierten Ionen sind in der Lösung frei beweglich. Es sind diese frei beweglichen Ionen, die für die elektrische Leitfähigkeit von Salzlösungen verantwortlich sind. Abbildung 34: Beim Lösen eines Salzes (Ionenkristalls) in Wasser dissoziiert das Salz zu den aquatisierten Ionen. Im Gegensatz zu den Ionen im Kristall sind die aquatisierten Ionen in der Lösung frei beweglich. (Quelle: Petrucci et. al., General Chemistry, 10 th Ed., Pearson 2011). Hydratisierte Ionen werden in Reaktionsgleichungen wie folgt symbolisiert, z.b.: Cu 2+ (aq) und F - (aq). Der Lösungsprozess kann mit einer Reaktionsgleichung wie folgt beschrieben werden: NaCl(s) > Na + (aq) + Cl - (aq) Das Wasser wird auf der Eduktseite der Reaktionsgleichung nicht aufgeführt, weil der Zusatz (aq) an den Ionen anzeigt, dass es sich um einen Lösevorgang in Wasser handelt. Aufgabe 48 Formulieren Sie die Reaktionsgleichung für die Auflösung folgender Salze in Wasser: a) Na 2 SO 4 b) Al 2 (SO 4 ) 3 c) Ca(OH) 2 d) FeCl 2 e) FeBr 3 Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 66 von 236

67 Aufgabe 49 Betrachten Sie das nebenstehende Bild. In dem Zylinder des linken Bildteils wurden einige Kristalle Kaliumpermanganat (KMnO 4 ) gegeben. Nach einiger Zeit beobachtet man was im rechten Bildteil gezeigt ist. Geben Sie für diese Beobachtung eine Erklärung. - Benennen Sie die Teilchen die hier diffundieren - Formulieren Sie eine Reaktionsgleichung für den Lösungsvorgang. (Quelle: Elemente Chemie, Klett u. Balmer, Zug 2010) Salze lösen sich nicht unbegrenzt in Wasser. Die Menge eines Salzes, die sich in Wasser bei einer gegebenen Temperatur maximal auflösen lässt, ist durch die Löslichkeit festgelegt. Die Löslichkeit eines Salzes wird mit L* abgekürzt und wird als: Gramm gelöstes Salz pro 100 g Wasser angegeben. Fügt man einer gegebenen Menge Wasser nach und nach immer mehr Salz hinzu, so wird sich das Salz solange lösen bis die maximale Löslichkeit erreicht ist. Fügt man der Lösung darüber hinaus weiteres Salz hinzu, so wird sich dieses nicht mehr lösen und sich als Bodenkörper absetzen. Man hat dann eine gesättigte Lösung vorliegen. Abbildung 35: Bildung einer gesättigten Salzlösung (Quelle: Chemie SI). Auch molekulare Stoffe (Gase, Flüssigkeiten & Molekülkristalle) sind nicht unbegrenzt in einem Lösungsmittel löslich. So unterscheidet man bei den Flüssigkeiten zwischen solche die in jedem Mischungsverhältnis mit dem Lösungsmittel mischbar sind und solche die nur begrenzt mischbar sind (Siehe Abbildung 36 ). Aus der Erfahrung wissen wir, dass sich Stoffe mit ähnlichen Eigenschaften ineinander Lösen bzw. mischen lassen. Die Begründung für diesen Erfahrungssatz werden wir im Zusammenhang mit der Besprechung der chemischen Bindung erfahren. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 67 von 236

68 Abbildung 36: Die molekularen Stoffe Ethanol (C 2 H 6 O) und Wasser (H 2 O) sind unbegrenzt miteinander Mischbar. Der benzinähnliche molekulare Stoff Octan (C 8 H 18 ) ist praktisch nicht mit Wasser mischbar. Ein Octan- Wasser-Gemisch ist daher heterogen (zweiphasig). (Quelle: Chemie SI) Die Löslichkeit aller Stoffe ist mehr oder weniger stark Temperaturabhängig. In der Regel ist die Löslichkeit der meisten Stoffe bei höheren Temperaturen höher als bei tieferen Temperaturen. Für die Gase ist es genau umgekehrt Gase lösen sich in der Kälte besser als in der Wärme. Abbildung 37 zeigt die Temperaturabhängigkeit einiger Stoffe in Wasser. Abbildung 37: Temperaturabhängigkeit einiger Stoffe in Wasser. (Quelle: Chemie SI) Aufgabe 50: Bei welchen Stoffen der Abbildung 37 handelt es sich um Molekülkristalle bei welchen um Salze? Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 68 von 236

69 Aufgabe 51: Bei welcher Temperatur kann mehr NaCl in Wasser gelöst werde? Aufgabe 52: Bei 40 C werden 250 g Wasser mit Rohrzucker gesättigt. a) Wie viel Gramm Rohrzucker sind hierfür nötig? b) Die bei 40 C gesättigte Rohrzuckerlösung wird auf 20 C abgekühlt. Wie viel Rohrzucker fällt aus? Aufgabe 53: In 150 g Wasser von 70 C werden 40 g NaCl und 150 g KNO 3 gelöst. Die Lösung wird auf 20 C abgekühlt. Geben Sie die Zusammensetzung der Lösung bei 20 C an. Aufgabe 54: Bewahrt man für längere Zeit ein Sirup im Kühlschrank auf, so kann man beobachten, dass sich am Flaschenboden Rohrzucker absetzt. Geben Sie hierfür eine Erklärung an. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 69 von 236

70 4 Chemische Symbolsprache und Reaktionsgleichungen 4.1 Die chemische Reaktion Wir haben bereits in Kap eine Beschreibung der chemischen Reaktion kennengelernt. Hier soll nun eine umfassendere und zusammenfassende Definition einer chemischen Reaktion gegeben werden. Die Chemische Reaktion Bei chemischen Reaktionen findet eine Umgruppierung der Atome statt. Aus Atomverbänden mit bestimmten Atomzahlverhältnissen entstehen neue Atomverbände mit anderen Atomzahlverhältnissen. Für chemische Reaktionen gelten die folgenden Erhaltungssätze: - Erhaltung der Masse (Massenerhaltungssatz) Begründung: Bei chemischen Reaktionen werden weder Atome vernichtet, noch welche erschaffen. Die Gesamtzahl der Atome und somit die Masse bleibt bei chemischen Reaktionen erhalten. - Erhaltung der Ladung (Ladungserhaltungssatz) Begründung: Bei chemischen Reaktionen werden weder Protonen oder Elektronen vernichtet, noch werden Protonen oder Elektronen erschaffen. Die Gesamtzahl der Protonen und Elektronen und somit die Gesamtladung bleibt bei chemischen Reaktionen erhalten. - Erhaltung der Energie (Energieerhaltungssatz) Begründung: Bei chemischen Reaktionen wird weder Energie vernichtet, noch erschaffen. Eine exotherme Reaktion ( R H < 0) liegt vor, wenn sich Edukte hohen Energieinhalts in Produkte niedrigeren Energieinhalt umwandeln. Wandeln sich Edukte niedrigeren Energieinhalt in Produkte höheren Energieinhalt um, so liegt eine endotherme Reaktion( R H > 0) vor. 4.2 Die chemische Reaktionsgleichung Die chemische Gleichung beschreibt in Kurzform einen chemischen Vorgang, d.h. eine chemische Reaktion. Die beteiligten Stoffe an einer Reaktion heissen Reagenzien (ein Reagens) oder Reaktionspartner. Der Pfeil trennt die Ausgangsstoffe links, genannt Edukte, von den Reaktionsprodukten rechts, kurz genannt Produkte. Der Pfeil bedeutet reagiert zu" und zeigt somit die Richtung der Reaktion an. Beispiel: Reaktionsgleichung in Worten: chemische Reaktion Kupfer + Sauerstoff Kupferoxid resp. in Symbolform: Wir setzen nun die chemischen Symbole für die Stoffe ein. chemische Reaktion Cu + O 2 CuO Wichtig: Links und rechts des Pfeils muss jede Atomsorte in der gleichen Anzahl vorkommen. Damit auf beiden Seiten des Reaktionspfeils die gleiche Anzahl Atome stehen, müssen 2 Atome Kupfer mit einem Molekül Sauerstoff zu 2 Kupferoxid-Teilchen reagieren. chemische Reaktion 2 Cu + O 2 2 CuO Die Gleichung sagt, dass zwei Atome Kupfer mit einem Molekül Sauerstoff reagiert, und dass daraus zwei Formeleinheiten Kupferoxid entstehen. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 70 von 236

71 Chemische Gleichungen zeigen, welche Stoffe miteinander reagieren was bei der Reaktion entsteht in welchem Verhältnis die Stoffe miteinander reagieren. Betrachten wir nochmals die Reaktion von Kupfer mit Sauerstoff zu Kupferoxid: 2 Cu + O > 2 CuO In der Praxis reagieren natürlich mehr als lediglich zwei Cu-Atomen mit einem O 2 -Molekül miteinander. Da in der Natur Atome als Atomverbände vorkommen, sind es die Atomverbände die miteinander reagieren. In diesem Fall reagiert der Metallkristall Kupfer mit dem molekularen Stoff Sauerstoff zu dem Ionenverband Kupferoxid. Die entscheidende Aussage die wir der Reaktionsgleichung entnehmen ist, dass unabhängig von den tatsächlich vorliegenden Teilchenzahlen, das Verhältnis der miteinander reagierenden Teilchenzahlen immer gleich ist. ZahlCu Atome ZahlCuO Formeleinh eiten In diesem Beispiel gilt: 2 oder 1 usw. ZahlO 2 Moleküle ZahlCu Atome Wir können uns dies wie folgt veranschaulichen: Eine chemische Reaktionsgleichung kann man wie eine mathematische Gleichung mit einer beliebigen ganzen Zahl multiplizieren, ohne, dass sich das Teilchenverhältnis ändert. In den folgenden Beispielen sind die Teilchenverhältnisse immer dieselben: a) (2 Cu + O > 2 CuO) *2 => 4 Cu + 2 O > 4 CuO b) (2 Cu + O > 2 CuO) *10 => 20 Cu + 10 O > 20 CuO c) (2 Cu + O > 2 CuO) *10 23 => 2*10 23 Cu O > 2*10 23 CuO Bei der Formulierung von Reaktionsgleichungen werden die Koeffizienten so gewählt, dass sie den kleinsten ganzzahligen Zahlenverhältnissen entsprechen. Wir werden später, nach der Einführung des Mol-Konzeptes, eine weitere Interpretationsmöglichkeit der Koeffizienten einer Reaktionsgleichung kennenlernen. Aufgabe 55 Multiplizieren Sie die Reaktionsgleichung: 2 Cu + O > 2 CuO, einmal mit dem Faktor 6 und einmal mit dem Faktor 11. a) Stellen Sie die erhaltenen Reaktionsgleichungen anhand der entsprechenden Atomverbände der beteiligten Stoffe dar. b) Überzeugen Sie sich davon, dass in beiden Fällen die Teilchenverhältnissen in den Reaktionsgleichungen dieselben sind. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 71 von 236

72 Wie wir bereits in Kap gesehen haben, sind zwei Typen von chemischen Reaktionen von Interesse, die Synthese und die Analyse Analyse Darunter wollen wir jede chemische Reaktion verstehen, bei der als Reaktionsprodukt ein Elementarstoff entweder als einziges Produkt oder zusammen mit weiteren Verbindungen entsteht. Solche Reaktionen können zur Ermittlung der chemischen Zusammensetzung einer Verbindung herangezogen werden. Die Zerlegung von Verbindungen in die Elementarstoffe kann mit verschiedenen Methoden ausgeführt werden. Elektrolyse Mittels elektrischen Gleichstroms können manche Verbindungen chemisch gespalten werden, wobei sich oft Elementarstoffe bilden. Auf diese Weise werden Wasserstoff, Sauerstoff, Chlor, Natrium, Aluminium und viele andere Elementarstoffe in höchstem Reinheitsgrad hergestellt. z.b. Wasser ----> Wasserstoff + Sauerstoff Salzsäure ----> Wasserstoff + Chlor Bei diesem Vorgang wandelt sich elektrische Energie in chemische und Wärmeenergie um. Aufgabe 56 Im Labor kann die elektrolytische Zersetzung von Wasser mit dem Hofmann'schen Apparat sehr bequem durchgeführt werden. Formulieren Sie anhand der in der nebenstehenden Abbildung gezeigten Molekülzahlen, die Reaktionsgleichung der Elektrolyse mit den kleinsten ganzzahligen Koeffizienten. Die Pfeile zeigen die Wasserstände in den zwei Säulen des Apparates an. Thermolyse Darunter versteht man das Spalten einer Verbindung mittels Wärmezufuhr. Dies gelingt, da viele Verbindungen nicht hitzebeständig sind. z.b: Silberoxid Silber + Sauerstoff Die Abbildung der Aufgabe 57 veranschaulicht diese Reaktion Pyrolyse Wird das Erhitzen unter Sauerstoffausschluss bei Temperaturen von C durchgeführt, so nennt man den Vorgang auch Pyrolyse. Man wendet sie an bei der Entsorgung von Kunststoffgemischen und von anderen Chemikalien. Es entstehen dabei selten Elementarstoffe sondern wiederverwertbare Bruchstücke, d.h. neue Verbindungen, die teilweise in den Wertstoffkreislauf recycliert werden. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 72 von 236

73 Aufgabe 57 Betrachten Sie folgende Analyse. a) Formulieren Sie die Reaktionsgleichung mit den kleinsten ganzzahligen Koeffizienten für die gezeigte Analyse. b) Zeigen Sie anhand ihrer Reaktionsgleichung in a), dass der Massenerhaltungssatz erfüllt ist. Aufgabe 58 Die folgende Reaktion kann als Darstellungsmethode für Cu aus CuO herangezogen werden. (Quelle: Chemie SI) a) Handelt es sich bei der Reaktion um eine Analyse oder eine Synthese? Begründen Sie Ihre Antwort. b) Formulieren Sie die Reaktionsgleichung in Worte. c) Formulieren Sie die Reaktionsgleichung mit den kleinsten ganzzahligen Koeffizienten. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 73 von 236

74 4.2.2 Synthese Synthese: Hierunter wollen wir jede chemische Reaktion verstehen, bei der die Reaktionsprodukte ausschliesslich Verbindungen sind. Die folgende Abbildung zeigt die Herstellung von FeS aus den Elementarstoffen. Abbildung 38: Die Synthese von Eisensulfid und ihre verschiedenen symbolischen Darstellungen. Aufgabe 59 a)aus welchen Elementarstoffen lassen sich die folgenden Verbindungen synthetisieren? b) Geben Sie die Elementarstoffe mit ihren chemischen Symbolen an. c) Geben Sie für die Verbindungen jeweils an, um welchen Atomverbandstyp es sich jeweils handelt. 1) SO 3 2) P 4 O 10 3) SiF 4 4) C 6 H 6 5) BaBr 2 6) CrCl 3 7) HCl 8) H 2 S Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 74 von 236

75 4.3 Rezept zum Aufstellen von Reaktionsgleichungen: 1. Schreiben Sie die Stoffe in der Symbolsprache qualitativ auf. C 4 H 10 + O > CO 2 + H 2 O 2. Multiplizieren Sie, falls nötig, alle Formeln schrittweise mit geeigneten Faktoren, sogenannten Koeffizienten, so dass links und rechts des Pfeils von jeder Atomsorte gleich viele Vertreter vorkommen. (Vorläufig dürfen dies auch gebrochene Zahlen sein). C 4 H 10 + O > 4 CO 2 + H 2 O (C ok!) C 4 H 10 + O > 4 CO H 2 O (H ok!) C 4 H ½ O > 4 CO H 2 O (O ok!) 3. Multiplizieren Sie im Bedarfsfall die ganze Gleichung, sämtliche bisher bestimmten Faktoren, mit einer geeigneten Zahl, so dass diese Koeffizienten alle ganzzahlig werden. 2 C 4 H O > 8 CO H 2 O 4. Fügen den chemischen Formeln die jeweiligen Aggregatszustandssymbole an. 2 C 4 H 10 (g) + 13 O 2 (g) > 8 CO 2 (g) + 10 H 2 O(l) Das Auffinden der geeigneten Faktoren (stöchiometrischen Koeffizienten) bedeutet, die Ermittlung des kleinsten ganzzahligen Zahlenverhältnisses der miteinander reagierenden Teilchen zu finden. Allgemeine Fragen Was ist der Unterschied zwischen 2 F, F 2 und CH 2 F 2? Warum lässt sich keine Reaktionsgleichung aufstellen, wenn man die Formel eines beteiligten Stoffes nicht kennt? Die Alchemisten des 15. Jahrhunderts behaupteten, Gold aus Kupfer und Zink herstellen zu können. Was meinen Sie dazu? Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 75 von 236

76 Aufgabe 60 Stellen Sie für die Reaktion von Natrium mit Chlor zu Natriumchlorid die Reaktionsgleichung auf. Vervollständigen Sie dazu die rechte Spalte der Tabelle. Beachten Sie, dass auf beiden Seiten des Reaktionspfeils von jeder Atomart die gleiche Anzahl vorhanden ist. Die tiefgestellten Formeln der Verbindungen dürfen Sie nicht verändern. Zählen Sie zur Kontrolle die Atome jeder Art durch. Abbildung 39: Reaktionsschema, stofflich und im Teilchenmodell. Allgemein Reaktionsschema in Worten Beispiel Natrium + Chlor Natriumchlorid; exotherm Einsetzen der Chemischen Formeln und Symbole Einrichten der Reaktionsgleichung Ein Chlormolekül enthält zwei Chloratome. Damit auf der rechten Seite der Reaktionsgleichung ebenfalls zwei Chloratome stehen, muss der Faktor 2 eingeführt werden. Auf der rechten Seite werden für das Natriumchlorid zwei Natriumatome benötigt. Diese müssen auf der linken Seite bereitgestellt werden. Angabe der Aggregatzustände Angabe des Energieumsatzes Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 76 von 236

77 Aufgabe 61 Stellen Sie für folgende Reaktionen das Reaktionsschema analog Aufgabe 60 im Teilchenmodell dar und formulieren Sie die dazugehörigen Reaktionsgleichungen: a) Sauerstoff reagiert mit Schwefel zu Schwefeldioxid (SO 2 ). b) Kupfer reagiert mit Sauerstoff zu schwarzem Kupferoxid (CuO). c) Aluminium reagiert mit Sauerstoff zu Aluminiumoxid (Al 2 O 3 ). Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 77 von 236

78 Aufgabe 62 Überprüfe nachfolgende Reaktionsgleichungen auf die richtigen Faktoren. Berichtige fehlerhafte Reaktionsgleichungen. a) 2 Ba (s) + O 2 (g) 2 BaO (s) b) Al (s) + Cl 2 (g) AlCl 3 (s) c) Mg (s) + O 2 (g) MgO (s) Aufgabe 63 Stellen Sie für folgende Reaktionen die Reaktionsgleichungen auf: Zink reagiert mit Sauerstoff zu Zinkoxid (ZnO). Schwefeldioxid (SO 2 ) reagiert mit Sauerstoff zu Schwefeltrioxid (SO 3 ). Kupferoxid (CuO) reagiert mit Zink zu Kupfer und Zinkoxid (ZnO). Eisenoxid (FeO) reagiert mit Aluminium zu Eisen und Aluminiumoxid (Al 2 O 3 ) Kohlenstoffmonooxid (CO) reagiert mit Eisenoxid (FeO) zu Kohlenstoffdioxid (CO 2 ) und Eisen. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 78 von 236

79 Aufgabe 64 Zeige durch Berechnung, dass in der folgenden Reaktionsgleichung das Gesetz von der Erhaltung der Masse eingehalten ist. C 6 H 12 O 6 (s) + 6 O 2 (g) 6 CO 2 (g) + 6 H 2 O (l) Aufgabe 65 Die Formel von Phosphorpentoxid lautet P 2 O 5. Berechne das Massenverhältnis von Phosphor und Sauerstoff im Phosphorpentoxid: m(phosphor): m(sauerstoff) = x:1 Gegeben sind die Atommassen von Phosphor und Sauerstoff: m(1p) = 31 u und m (1O) = 16 u. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 79 von 236

80 Aufgabe 66 Gleichen Sie die unten stehenden Rektionsgleichungen aus (inklusive 1 ). Für jede Reaktionsgleichung finden Sie unten eine Sequenz von Koeffizienten, die passt. Bei jeder Sequenz steht auch ein Buchstabe. Schreiben Sie diesen Buchstaben neben die Reaktionsgleichung. Am Schluss können Sie von oben nach unten das Lösungswort ablesen. a) Ba(NO 3 ) 2 + K 2 SO 4 KNO 3 + BaSO 4 b) CH 4 + O 2 H 2 O + CO 2 c) CuO + HNO 3 Cu(NO 3 ) 2 + H 2 O d) Fe + Al 2 O 3 Fe 2 O 3 + AI e) HCl + CaO CaCl 2 + H 2 O f) BaO + HNO 3 Ba(NO 3 ) 2 + H 2 O g) H 2 SO 4 + Cu(OH) 2 CuSO 4 + H 2 O h) Al(OH) 3 + HNO 3 H 2 O + Al(NO 3 ) 3 i) H 2 O + K H 2 + KOH j) Fe 2 O 3 + C Fe + CO A. 1,3,3,1 B. 1,1,1,2 H. 1,2,2,1 C. 1,1,2,1, I. 2,1,1,1 E. 1,2,1,1 K. 1,3,2,3 M. 2,1,1,2 N. 2,2,1,2 Das Lösungswort lautet: Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 80 von 236

81 Aufgabe 67 Ergänzen Sie die Reaktionsgleichungen um die fehlenden Koeffizienten und entscheiden Sie jeweils, ob es sich um eine Synthese oder eine Analyse handelt. H 2 + O 2 H 2 O Mg + O 2 MgO Al + O 2 Al 2 O 3 Cu 2 O Cu + O 2 H 2 O 2 H 2 O + O 2 H 2 O + Mg H 2 + MgO Cu 2 O + H 2 H 2 O + Cu CuO + H 2 H 2 O + Cu NH 3 H 2 + N 2 C + O 2 CO 2 C + O 2 CO CO + H 2 O CO 2 + H 2 Fe 2 O 3 + H 2 Fe + H 2 O SO 2 + H 2 S H 2 O + S 8 Mg + HCl MgCl 2 + H 2 NH 3 + O 2 N 2 + H 2 O FeS + HCl FeCl 2 + H 2 S Na + H 2 O NaOH + H 2 Ca + H 2 O Ca(OH) 2 + H 2 Al(OH) 3 + HCl AlCl 3 + H 2 O Al(OH) 3 + H 2 SO 4 Al 2 (SO 4 ) 3 + H 2 O P 4 + Cl 2 PCl 3 P 4 + O 3 P 4 O 10 Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 81 von 236

82 5 Quantitative Beziehungen, Stöchiometrie 5.1 Das Mol Wir haben gesehen, dass man dem PSE die Atommassen der Elemente in der Einheit u entnehmen kann. 1 u = g Lassen Sie uns nun folgendes Gedankenexperiment ausführen: Wir fragen uns, wie viele Cr-Atome der Atommasse 52 u auf eine Waage gegeben werden müssen, damit die Anzeige der Waage den Zahlenwert in Gramm anzeigt, der dem Zahlenwert der Atommasse in u entspricht? Gedankenexperiment: Wie viele Chromatome ergeben eine Masse von 52 g? Lösung: Die Masse eines Chromatoms in g ist: 52 u*1.6605*10-24 g/u = 8.635*10-23 g Einer Masse von 52 Gramm entsprechen daher g * g/ Atom Atome Selbstverständlich können wir in der realen Welt nicht einzelne Atome handhaben. Wir wissen jetzt aber, dass wenn wir eine Probe Chrommetall (als Pulver, Spänen oder als Plättchen) der Masse 52 g haben, darin 6.022*10 23 Cr-Atome in Form eines Atomverbandes (Metallkristall) enthalten sind. Beispiel 1: Die Atommasse von H ist u. Wie viele H-Atome ergeben eine Gesamtmasse von g? Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 82 von 236

83 Beispiel 2: Die Molekülmasse des H 2 -Moleküls in u ist:.. Wie viele H 2 -Moleküle ergeben eine Gesamtmasse in Gramm, die zahlenmässig gleich der Molekülmasse in u ist? Wir können nun das Resultat aus obigen Beispielen wie folgt verallgemeinern: In der Stoffportion, deren Masse in Gramm zahlenmässig gleich der Teilchenmasse in u ist, sind stets 6.022*10 23 Teilchen enthalten. Die Ansammlung von 6.022*10 23 Teilchen nennt man das Mol Das Mol ist also eine Stückzahlangabe ähnlich dem Paar (bezeichnet die Ansammlung von zwei Objekten) oder das Dutzend (bezeichnet die Ansammlung von 12 Objekten) Die Teilchenanzahl, welche einem Mol entspricht, wird nach dem italienischen Physiker Amadeo Avogadro als Avogadro-Konstante bezeichnet und mit N A abgekürzt: Avogadro-Konstante: N A. 23 Teilchen mol Gibt die Anzahl Teilchen in einem Mol an. Amadeo Avogadro. Italienischer Physiker Molare Masse Die Masse von einem Mol Teilchen nennt man die molare Masse bzw. Molmasse. Diese wird mit dem Symbol M abgekürzt und erhält die Einheit g/mol. Molare Masse: M [g/mol] Die molare Masse von Atomen in [g/mol] ist numerisch gleich der Atommasse in u, welche bekanntlich dem Periodensystem der Elemente entnommen werden kann. Die molare Masse von Verbindungen und Elementarstoffen kann anhand der chemischen Formel (Molekülformel bzw. Verhältnisformel) mit den im Periodensystem angegebenen Atommassen berechnet werden. Die molare Masse in [g/mol] ist somit numerisch gleich der Summe der Atommassen in u, aller in der chemischen Formel angegebenen Atome. Es ist wichtig sich den Unterschied zwischen der Masse einzelner Teilchen (Atom, Ion, Molekül und Formeleinheit (bei Ionen- und Atomkristallen)) und den entsprechenden molaren Massen klar zu machen. Die Masse einzelner Teilchen wird in u angegeben, die molare Masse wird in g/mol angegeben. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 83 von 236

84 Beispiel Teilchenmasse Molare Masse Bezeichnung Wert in [u] [g/mol] Na Atommasse H 2 O Molekülmasse SiO 2 (Formeleinheit) Formelmasse Aufgabe 68: vervollständigen Sie folgende Tabelle Chemische Formel/ Chemisches Symbol Na S Teilchenmasse in [u] Molare Masse [g/mol] S 8 CaO POCl 3 PbO 2 CaCl 2. 2 H 2 O Aufgabe 69 Welche Masse in Gramm entspricht einem Mol der folgenden Stoffe: FeCl 3 : P 4 : C 3 H 6 O: Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 84 von 236

85 Aufgabe 70 Welche Masse in Gramm entspricht Mol der folgenden Stoffe: O 2 : NaCl: NH 3 : C 7 H 7 ClO 2 S: 5.3 Stoffmenge Vergleicht man die Masse m einer Stoffportion mit der entsprechenden molaren Masse M, so kann man sofort auf die Stoffmenge n der Stoffportion schliessen. Die Stoffmenge n gibt die in Mol gezählte Teilchenzahl an. Beispiel 3: Die molare Masse von Wasser ist: M(H 2 O) = g/mol Gegeben seien 50 g Wasser. Wir fragen nun nach der Stoffmenge n der Wassermoleküle in der Stoffportion. Lösung: Da die molare Masse der Masse von einem Mol Wassermoleküle entspricht, folgt: g 1 mol H 2 O Moleküle 50 g n mol H 2 O Moleküle => 50g n 1mol= 2.8 mol g Das Ergebnis des obigen Beispiels lässt sich zu folgende sehr wichtige Formel verallgemeinern: Mathematische Definition der Stoffmenge n: m n M n: Stoffmenge in mol m: Masse der Stoffportion in g M: Molare Masse in g/mol Die molare Masse versetzt uns somit in die Lage über das Wägen Teilchen zu zählen. Die molare Masse können wir somit als eine Art Umrechnungsfaktor auffassen, mit dem man die Masse einer Stoffportion in die zugehörige Teilchenzahl umrechnen kann und umgekehrt. Diese Umrechnung ist für die Chemie sehr wichtig, weil wie wir bereits gesehen haben, es bei chemischen Reaktion auf das Zahlenverhältnis der miteinander reagierenden Teilchen ankommt und nicht auf die Teilchenmasse. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 85 von 236

86 Aufgabe 71 Chemische Formel Teilchenmasse in [u] Molare Masse [g/mol] Masse [g] Stoffmenge n [mol] H 2 CO 3 60 H 2 CO CaSO C 6 H 12 O Na 2 SO H2 O 50 KMnO 4 90 Ca 2 FPO Fe(CO)(CN) 2 2 Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 86 von 236

87 Aufgabe 72 Das Mol Loch Spiel Mol Burg Atommassen (u) H = 1 Na = 23 K = 39 Cl = 35.5 Fe = 56 O = 16 Ca = 40 N =14 S = 32 C = 12 Ag = 108 Al = 27 Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 87 von 236

88 Will man nun die Teilchenzahlen statt in mol als konkrete Stückzahl angeben, so muss man die Stoffmenge n mit der Avogadro-Zahl N A multiplizieren: Umrechnen der Stoffmenge n in Teilchenzahlen N oder Umrechnen von mol in Teilchen. N = n. N A N: Anzahl Teilchen ( als Stücke gezählt ) n: Stoffmenge in mol (Anzahl Teilchen als mol gezählt) N A : Avogadro-Konstante Teilchen/mol Beispiel 4: Wie viele Wassermoleküle entsprechen der Stoffportion von mol Wasser? Lösung: 23 Teilchen N mol Teilchen bzw Teilchen. mol Zum selben Ergebnis gelangt man auch mit einem Dreisatz. 5.4 Molares Volumen Berechnen Sie für die in der Tabelle aufgeführten Stoffe das Volumen, welches ein Mol des jeweiligen Stoffes einnimmt. Dieses Volumen nennt man das molare Volumen. Geben Sie das Ergebnis mit einer Stelle nach dem Komma an. Verwenden Sie für die Berechnung folgende Formel: Dichte Masse Volumen Bzw. symbolisch: m V Stoff Chemische Formel Molare Masse g/mol Dichte (1.013 bar/ 20 ) Aggregatzustand Molares Volumen Wasser H 2 O g / cm 3 Flüssig Kohlenstoff C g / cm 3 Fest 5.3 cm 3 /mol Magnesium Mg g / cm 3 Fest 13.9 cm 3 /mol Helium He g / l Gasförmig Sauerstoff O g / l Gasförmig Stickstoff N g / l Gasförmig 23.9 l/mol Kohlendioxid CO g / l Gasförmig Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 88 von 236

89 Schlussfolgerungen: 1: Das molare Volumen der Gase ist viel.. als das der Feststoffe und Flüssigkeiten. 2: Das molare Volumen bei bar und 20 C ist für alle Gase praktisch. Satz von Avogadro: Gasförmige Stoffe enthalten bei gleichem Volumen, gleichem Druck und gleicher Temperatur gleich viele Teilchen. Bei bar und 20 C beträgt das molare Volumen aller Gase 24 L / mol, das bedeutet, dass 1 mol eines jeden Gases bei diesen Bedingungen stets ein Volumen von 24 L einnimmt. Bei Normalbedingungen (NB; p= bar und T= K) beträgt das molare Volumen aller Gase L / mol. Für Gase kann die Stoffmenge ausser über die Masse der Gasportion auch über das Volumen der Gasportion ermittelt werden: n V V m n: Stoffmenge in mol V: Volumen der Stoffportion in L V m : Molares Volumen in L/mol Bei gleichem Druck und Temperatur Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 89 von 236

90 Aufgabe 73 Für die folgenden Aufgaben sind Normalbedingungen anzunehmen. a) Wie viele Wasserstoff-Moleküle sind in 3.5 L Wasserstoffgas enthalten? Geben Sie das Ergebnis in Mol an. b) In welchem Gasvolumen befinden sich 10 mol Chlor-Moleküle? c) Berechnen Sie anhand der Dichte von Stickstoff (siehe Tabelle oben) die molare Masse von N 2? 5.5 Zusammenfassung Eine Stoffportion (ein abgegrenzter Materiebereich) eines Reinstoffes, ist durch die Angabe des Volumens oder der Masse oder der Stoffmenge genau definiert. Zwischen diesen drei Grössen der Stoffportion besteht der in der Abbildung gezeigte Zusammenhang. Die Dichte dient als Umrechnungsfaktor der Masse in das Volumen und umgekehrt. Die molare Masse dient der Umrechnung der Stoffmenge in die Masse der Stoffportion und umgekehrt. Das molare Volumen dient schliesslich der Umrechnung der Stoffmenge in das Volumen der Stoffportion und umgekehrt. Besonders hilfreich ist diese letztgenannte Beziehung für die Gase, da diese im Gegensatz zu den Feststoffen und Flüssigkeiten bei gleichem Druck und gleicher Temperatur stets dasselbe molare Volumen besitzen. (Quelle: Chemie SI) Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 90 von 236

91 Aufgabe 74 A. Wie vielen mol entsprechen die folgenden Stoffmassen? a) 36 g H 2 O b) 25 g N 2 c) 50 g S d) 0.21 g FeS B. Welche Masse in Gramm haben die folgenden Stoffmengen? a) 2.5 mol Wasserstoff b) 3.0 mol Sauerstoff c) 0.4 mol Methan (CH 4 ) d) 5 mol CaCO 3 C. Welches Volumen in Liter nehmen die folgenden Gase unter Normbedingungen ein? a) 2 mol C 2 H 6 b) 30 mol NH 3 c) 50 g H 2 S d) 120 g HCl D. Wie viele Teilchen (Atome, Moleküle oder Ionenpaare-Formeleinheiten-) sind in folgenden Stoffportionen enthalten? a) 2 mol AgNO 3 b) 8 g Wasserstoff c) 100 Liter CH 4 d) 18 g Wasser Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 91 von 236

92 Aufgabe 75 Vervollständigen Sie für die Gase bei Normalbedingungen folgende Tabelle: Molekülformel Molare Masse Masse Stoffmenge Volumen [g/mol] [g] n [mol] [L] CO H 2 S 200 CH 4 30 Ar 6 H 2 C Cl COS 10 Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 92 von 236

93 Aufgabe 76 Berechnen Sie für die folgenden Verbindungen die prozentualen Massenanteile aller Elemente. a) C 5 H 6 O b) NaCl c) CrO 3 d) Fe 3 O 4 e) SiH 4 Aufgabe 77 a) 2.55 g eines Gases nehmen bei Raumbedingungen (20 C, bar) ein Volumen von ml ein. Welche molare Masse hat das Gas? b) Die Gasmoleküle des Gases enthalten nur C- und S-Atome. Wie lautet die Molekülformel der Gasmoleküle? Aufgabe 78 Die Analyse einer Verbindung ergab folgende Massenanteile: 5.94 % Wasserstoff und 94.06% Sauerstoff g der gasförmigen Verbindung nehmen bei Raumbedingungen (20 C, bar) ein Volumen von 0.65 L ein. a) Welche molare Masse hat die Verbindung? b) Wie lautet die Molekülformel der Verbindung? Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 93 von 236

94 5.6 Stöchiometrische Berechnungen Wir haben in Kapitel 5 gelernt, wie man das Gesetz der Massenerhaltung zur Auffindung der Koeffizienten einer Reaktionsgleichung anwendet. Die Koeffizienten wurden demnach so gewählt, dass links und rechts vom Reaktionspfeil sich dieselbe Anzahl Atome einer Sorte, in den jeweiligen Atomverbänden, befinden. Nun wollen wir diese Koeffizienten mit dem Molkonzept interpretieren. Es wird uns somit gelingen, einen Zusammenhang zwischen den Teilchenzahlen, den Koeffizienten, und der Masse herzustellen. Dies bildet die Grundlage, anhand einer Reaktionsgleichung, bei gegebenen Massen von Edukten, die Masse der Produkte zu berechnen. Diese Art von chemischen Berechnungen nennt man Stöchiometrie. Das folgende Beispiel veranschaulicht das Berechnungsprinzip: 1) Wir starten mit einer ausgeglichenen Reaktionsgleichung. Sollte die Reaktionsgleichung nicht ausgeglichen sein, muss sie ausgeglichen werden. 1 Fe 3 O 4 (s) + 1 CO(g) > 3 FeO(s) + 1 CO 2 (g) 2) Die Koeffizienten interpretieren wir nun als mol 1 Fe 3 O 4 (s) + 1 CO(g) > 3 FeO(s) + 1 CO 2 (g) In Worten: Ein Mol Formeleinheit Fe 3 O 4 reagiert mit einem Mol CO zu 3 Mol Formeleinheiten FeO und einem Mol CO 2 3) Über die molaren Massen wandeln wir nun die Molzahlen in Massen um: 1 Fe 3 O 4 (s) 1mol*231.53g/mol = g + 1 CO(g) 1mol*28.01g/mol = g Bzw L (NB) > 3 FeO(s) 3mol*71.84g/mol = g + 1 CO 2 (g) 1mol*44.01g/mol = g Bzw L (NB) In Worten: Bei der Reaktion von g Fe 3 O 4 mit g CO entstehen g FeO und g CO 2. Die, anhand der Koeffizienten, berechneten Massen stellen die Basis der Reaktion dar, gewissermassen unser Grundrezept. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 94 von 236

95 4) Nun definieren wir den Scale-Faktor f mit dessen Hilfe wir alle möglichen Ansatzgrössen berechnen können: Scale-Faktor: m f m Gegeben Basis m Gegeben : Masse eines Eduktes oder Produktes m Basis : Masse, des gleichen Eduktes oder Produktes, der Basis Statt den Massen kann man für Gase auch das Volumen verwenden um f zu berechnen. Die Massen bzw. die Gasvolumina im Ansatz ergeben sich als: m f Ansatz m Basis Bzw. für Gasvolumina V f Ansatz V Basis Wichtig: Wir betrachten in der Basis und dem Ansatz jeweils immer denselben Stoff! Beispiel: 1 Fe 3 O 4 (s) 1mol*231.53g/mol = g + 1 CO(g) 1mol*28.01g/mol = g Bzw L (NB) > 3 FeO(s) 3mol*71.84g/mol = g + 1 CO 2 (g) 1mol*44.01g/mol = g Bzw L (NB) a) Wie viel Fe 3 O 4 wird benötigt, um 600 g FeO gemäss obiger Reaktion zu synthetisieren? Lösung: f = 600 g/ g = 2.78 => m 3 O g 644 g. Fe. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 95 von 236

96 Alternativ können wir auch einen Dreisatz ansetzen: g FeO g Fe 3 O g FeO x => 600g x g = 644 g Fe 3 O g b) Wie viele Liter CO 2 (NB) entsteht bei der Synthese von 600 g FeO? f = 2.78 => VCO L 62.3L. c) Zeigen Sie, dass die Massen der Basis obiger Reaktionsgleichung dem Massenerhaltungssatz genügen. Aufgabe 79 Bei einem Autoaufprall wird NaN 3 auf 300 C erhitzt, wobei es sich schlagartig in N 2 und Na zersetzt. Das sich entwickelnde N 2 bläst dabei den Airbag auf. Welche Masse NaN 3 ( g/mol) wird benötigt, um bei 20 C und bar ein Airbag mit 70 l Inhalt zu füllen? 2 NaN > 3 N Na Aufgabe 80 Bei den folgenden Aufgaben stellen Sie zuerst die Gleichungen richtig und berechnen dann die geforderten Mengen. 1: Wie viele Gramm Kohlendioxid entstehen bei der Verbrennung von 0,686 g Rohrzucker? Wie viele Liter Sauerstoff (1.013 bar, 20 C) werden für die Verbrennung benötigt? C 12 H 22 O 11 + O 2 CO 2 + H 2 O Lsg.: 1.058g; L; (1,12,12,11) Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 96 von 236

97 2: In eine Kalksteinsupsension, welche 250 g CaCO 3 enthält, wird so lange HCl-Gas von bar und 20 C eingeleitet, bis sich das gesamte CaCO 3 gemäss nachfolgender Reaktionsgleichung umsetzt. a) Berechnen Sie das Volumen und die Masse des erforderlichen HCl-Gases. b) Berechnen Sie die gebildete Stoffmenge CO 2. CaCO 3 + HCl CaCl 2 + CO 2 + H 2 O Lsg.: a) L; g; (1,2,1,1,1), b) 2.50 mol 3: Durch Zersetzung von LiAlH 4 mit 100,0 ml eines wasserhaltigen Lösungsmittels entstehen 77,8 ml Wasserstoff (H 2 ) von mbar und 20 C. Wie viele Milligramm Wasser enthalten 100,0 ml Lösungsmittel? LiAlH 4 + H 2 O LiOH + Al(OH) 3 + H 2 Lsg.: 58.4 mg, (1,4,1,1,4) 4: Wie viele Liter Sauerstoff (O 2 ) entstehen bei bar und 20 C bei der katalytischen Zersetzung von 150 g einer H 2 O 2 -haltigen Lösung mit einem Massengehalt von 30% an H 2 O 2? H 2 O 2 H 2 O + O 2 Lsg.: L, (2,2,1) Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 97 von 236

98 Aufgabe 81 i: Im Hofmann-Apparat wird mittels elektrischer Energie Wasser in die Elementarstoffe H 2 und O 2 zersetzt. Wie viel Wasser wurden für die Bildung von 20 ml Wasserstoff zersetzt? 2 H 2 O -----> 2 H 2 + O 2 ii: Bei der Zersetzung entstehen halb so viele O 2 - Moleküle wie H 2 -Moleküle. Wie gross ist das gebildete Volumen von O 2? (Nehmen Sie an, dass die Gase bei bar und 20 C vorliegen) Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 98 von 236

99 6 Atombau Wir haben bereits erfahren, dass alle Stoffe, mit Ausnahme der Edelgase, aus Atomverbänden aufgebaut sind. Im Folgenden werden wir erfahren, wie die Atome aufgebaut sind. Dabei ist zu beachten, dass das Wissen und die Vorstellungen über den Aufbau der Atome sich im Laufe der Zeit stetig gewandelt haben bzw. verfeinert wurden. Dieser Wandel ist mit immer neuen experimentellen Ergebnissen zu begründen. 6.1 Modelle Modelle dienen dazu, Beobachtungen oder Gesetzmässigkeiten zu erklären. Es sind stark vereinfachte Abbildungen, an denen einzelne Eigenschaften hervorgehoben oder weggelassen werden. Durch stets neu erworbenes Wissen werden Modelle ständig überarbeitet und verbessert. Eine Summe von Erfahrungstatsachen kann eventuell durch mehrere voneinander verschiedene Modelle beschrieben werden, von denen jedoch keines genau der Wirklichkeit entspricht. Dies ist auch bei den Atommodellen der Fall. Kugelmodell Anfangs des 19. Jh. veröffentlichte Dalton seine Modellvorstellung von der Struktur der Materie. Er ging dabei von folgenden Überlegungen aus: Die kleinsten Teilchen der Materie sind die Atome, welche unteilbar sind und weder geschaffen noch zerstört werden können. Atome besitzen die Gestalt von kompakten Kugeln. Atome verschiedener Elemente unterscheiden sich in Grösse und Masse. Atome reagieren in ganz bestimmten Zahlenverhältnissen miteinander zu ganz neuen Verbindungen Bereits das einfache Dalton-Modell hilft uns zusammen mit der Vorstellung, dass Stoffe aus Atomverbänden Aufgebaut sind, in denen die Atome fest miteinander gebunden sind, eine Vorstellung von der Grösse der Atome zu machen. Die Grösse der Atome Einen Einblick in die Grösse der Atome lässt sich sehr anschaulich und einfach über die Dichte der Metalle gewinnen. Der Metall-Atomverband ist relativ einfach aufgebaut, sodass man sehr einfach anhand des molaren Volumens auf den Atomradius schliessen kann. Aus vielen Strukturuntersuchungen der Metalle weiss man, dass man sich den Metall-Atomverband als eine regelmässige Stapelung von fest miteinander gebundenen Metallatomen vorstellen kann. Die Stapelung hat allerdings zur Folge, dass zwischen den Metallatomen Hohlräume entstehen. Die folgende Abbildung verdeutlicht dies. Abbildung 40 Veranschaulichung der Anordnung (Stapelung) von Metallatomen in einem Metallkristall. Die Metallatome stellt man sich dabei als Kugeln vor. Beachten Sie, dass die Stapelung Hohlräume zwischen den Atomen bedingt. Das gesamte Volumen, welches ein Metallkristall einnimmt, ist somit wie folgt zusammengesetzt: Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 99 von 236

100 V gesamt V Metallatome V Hohlräume Das Volumen, welches die Metallatome einnehmen, entspricht 68% des Gesamtvolumens: V Metallatom e V gesamt Das Gesamtvolumen, welchen ein Mol Metallatome als Metallverband einnehmen, lässt sich aus der molaren Atommasse und der Dichte des Metalls berechnen. V gesamt m = Dichte M = molare Atommasse Das Volumen der Metallatome ist somit: N A = Avogadro-Konstante = 6.022*10 23 /mol Der Radius des Atoms errechnet sich somit zu: V gesamt g M mol g 3 cm Vgesamt NA r 3 3 Atom (1) r Atom V N A 4 gesamt (2) Aufgabe 82 Vervollständigen Sie folgende Tabelle. Verwenden Sie hierzu die Gleichungen (1) und (2). Element Li Na K Rb Cs Dichte [g/cm 3 ] Molmasse [g/mol] Atomradius [cm] Atomradius [m] Atomradius [pm] Aufgabe 83 Die Elemente Li, Na, K, Rb und Cs sind im PSE in derselben Gruppe aufgeführt. Wie ändert sich der Atomradius innerhalb der Gruppe? Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 100 von 236

101 6.2 Kern-Hülle-Modell Rutherford stellte in seinem berühmten Versuch fest, dass die Atome aus einem sehr kleinen und kompakten Kern sowie aus einer sehr grossen aber fast leeren Hülle bestehen. Er stellte diese Folgerungen auf: Der Kern ist sehr klein. ( mal kleiner als die Hülle) Der Kern ist positiv geladen Der Kern trägt den Hauptanteil der Masse eines Atoms. Die Hülle ist verantwortlich für das Volumen des Kerns. In der Hülle befinden sich negativ geladene Elektronen. Im Zentrum des Atoms befindet sich ein sehr kleiner Atomkern, bestehend aus positiv geladenen Protonen, welche die Elektronen neutralisieren, und den elektrisch neutralen Neutronen. Beide Kernteilchen besitzen etwa die gleiche Masse, welche ca mal grösser ist als jene der Elektronen. Atome sind gegen Aussen stets neutral, weshalb die Anzahl Elektronen immer der Anzahl Protonen entspricht. Das Atom ist somit aus drei Grundbausteinen, Elementarteilchen aufgebaut. In der folgenden Tabelle sind diese Elementarteilchen aufgelistet. Aufgabe 84: Beschriften Sie in der folgenden Darstellung eines Li-Atoms im Kern-Hülle-Modell: a) Die Elektronenhülle b) Den Atomkern c) Die Elektronen d) Die Protonen e) Die Neutronen Berechnen Sie die Masse in u des dargestellten Li- Atoms. Berechnen Sie den prozentualen Massenanteil der Elektronenmasse an der Gesamtmasse des Li-Atoms. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 101 von 236

102 Aufgabe 85 : Der Rutherford Versuch und seine Interpretation Aufbau der Goldfolie nach dem Dalton-Modell Aufbau der Goldfolie nach dem Rutherford-Modell Beantworten Sie anhand der Abbildungen schriftlich folgende Fragen: Modellvorstellung zur Deutung des Streuversuchs 1. Welche Vorstellung hatte man vom Aufbau der Atome vor dem Streuversuch von Rutherford? 2. Wie würde das Ergebnis aussehen, wenn man eine 6 m dicke Schicht von Billardkugeln mit Erbsen beschiesst? 3. Was passierte mit den meisten Teilchen, mit denen die Goldfolie beschossen wurde? 4. Was kann man daraus schliessen? 5. Welche Beobachtung brachte Rutherford auf die Idee, dass Atome einen massiven Atomkern besitzen müssen? 6. Woraus lässt sich schließen, dass der Atomkern positiv geladen ist? Beantworten Sie die Fragen schriftlich in Ihrem Heft Rutherford-Modellvorstellung: 1. Alle Atome enthalten einen geladenen. 2. Dieser trägt nahezu die gesamte des Atoms 3. Die des Kerns wird ausgeglichen durch die gleich grosse Ladung der Elektronen 4. Die bewegen sich mit hoher Geschwindigkeit um den Kern. Grössenverhältnisse im Wasserstoffatom Grössenverhältnis: Fernsehturm - Streichholzkopf 6.3 Aufbau der Atomkerne Isotope und Massenzahlen Mit den oben angegebenen Elementarteilchen, p +, n und e - können Atome nach Art eines Baukastensystems zusammengesetzt werden. Im Folgenden werden wir genau dies tun und dabei eine symbolische Schreibweise Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 102 von 236

103 kennenlernen, aus der unmittelbar die Zusammensetzung des jeweiligen Atoms entnommen werden kann. Wir werden uns vorläufig auf den Atomkern fokussieren und den Feinbau der Elektronenhülle auf später verschieben. Wasserstoff ist das einfachste Atom, es besitzt im Kern ein Proton und in der Hülle ein Elektron. Die Atomsorte, quasi die Identität des Atoms, ist durch die Zahl der Protonen im Kern festgelegt. Die Zahl der Protonen im Kern bezeichnet man als Ordnungszahl und kennzeichnet diese mit Z. Da Atome nach aussen hin neutral sind, gilt: Anzahl der Protonen im Atomkern = Anzahl der Elektronen in der Atomhülle Die Atome in den Atomverbänden der einzelnen Elementarstoffe unterscheiden sich in der Ordnungszahl Z. Ein bestimmter Elementarstoff ist somit ein Atomverband von Atomen einer bestimmten Ordnungszahl (Protonenzahl). Die Atome einer Sorte können sich in Ihre Masse unterscheiden. Da bei gegebener Ordnungszahl im Kern eine unterschiedliche Anzahl von Neutronen N vorhanden sein kann. Die Massenzahl A, auch Nukleonenzahl genannt, gibt die Anzahl Protonen und Neutronen in einem Atomkern an. A = Z+N Man nennt Atome gleicher Ordnungszahl aber unterschiedlicher Massenzahl Isotope Die Isotope eines Elementes findet man im PSE unter der gleichen Ordnungszahl, also an der gleichen Stelle. Mit dem Nuklidsymbol kann ein Atom ganz genau spezifiziert werden. Allgemeines Nuklidsymbol: Dem Nuklidsymbol können alle Elementarteilchen eines Atoms entnommen werden. Elementarstoffe, welche aus Atomverbänden von Atomen gleicher Ordnungszahl und gleicher Massenzahl aufgebaut sind, nennt man Reinelemente, sie stellen Atomverbände von nur einer Isotopensorte dar. Beispiele für Reinelemente sind: Al, Na, I 2 und F 2. Im Gegensatz hierzu nennt man Elementarstoffe, welche aus Atomverbänden verschiedener Isotope aufgebaut sind Mischelemente. Von Wasserstoff sind zwei stabile Isotope bekannt 1 1 H und 2 1 H (Deuterium, D). Ein drittes Isotop des Wasserstoffes, das Tritium (T) H 3 1 ist Radioaktiv. Ganz allgemein bestimmt das Neutron- zu Protonverhältnis die Stabilität eines Isotops. Der Zerfall von nicht stabilen Isotopen zu stabileren Isotopen ist die Ursache der Radioaktivität. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 103 von 236

104 Aufgabe 86 Stellen Sie die Isotope 1 1 H, 2 1 H und 3 1 H im Kern-Hülle-Modell dar. Aufgabe 87 Welches Isotop ergibt sich, wenn man im Kern des Deuteriumatoms ein weiteres Proton und in der Hülle ein weiteres Elektron hinzufügt? Aufgabe 88 a) Vervollständigen Sie folgende Tabelle: Protonenzahl Nuklidsymbol Z 6 3Li 7 3??? Zn????????? 25???? Mg 144???? Cl b) Was gibt die Massenzahl an? Neutronenzahl N Nukleonenzahl (Massenzahl) A Anzahl Elektronen 60 Aufgabe 89 Erklären Sie mit eigenen Worten den Begriff Isotop. Aufgabe 90 Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 104 von 236

105 Was versteht man unter dem Begriff Reinelement? Wir haben gesehen, dass sich die Atome der gleichen Sorte in ihrer Masse unterscheiden können. Es stellt sich daher die Frage: was bedeutet die für jedes Element im PSE angegebene Atommasse? Antwort: Die Atommasse im PSE ist eine mittlere Atommasse. Sie berechnet sich aus der Häufigkeit der Isotope und den zugehörigen Massen. Beispiel: Von allen Stickstoff-Atomen haben 99.63% die Masse u ( 14 7 N ) und 0.37% die Masse u ( 15 7 N ). Somit errechnet sich die mittlere Atommasse des N-Atoms zu: % 0. 37% u u u. Dies ist die Atommasse die im PSE angegeben ist. 100% 100% Aufgabe 91 Nehmen wir an, wir hätten einen Behälter mit isolierten N-Atomen. Wie viele viele 15 7N -Isotope befinden sich in dem Behälter? 14 7N - und wie Aufgabe 92 Berechnen Sie mithilfe der angegebenen Tabelle die mittleren Atommassen; (diese sind die Atommassen, die Sie dem PSE entnehmen können) für Sauerstoff, Kohlenstoff, Brom und Silizium. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 105 von 236

106 6.4 Systematik des Periodensystems der Elemente Es ist eine fundamental wichtige Tatsache, dass sich die Elementarstoffe in Abhängigkeit ihrer chemischen und physikalischen Eigenschaften in Gruppen einteilen lassen. Dabei finden sich Elementarstoffe mit gleichen oder ähnlichen Eigenschaften in der gleichen Gruppe. So reagieren Beispielweise alle Elementarstoffe mit Ausnahme der Edelgase zu Oxiden. Die Elementarstoffe einer jeweiligen Gruppe bilden Oxide mit der gleichen chemischen Formel. Die Alkalimetalle bilden die Oxide Li 2 O, Na 2 O, K 2 O und Rb 2 O, während die Erdalkalimetalle die Oxide der Zusammensetzung EO (E = Be, Mg, Ca, Sr oder Ba) und die Elementarstoffe der Kohlenstoffgruppe Oxide der Zusammensetzung EO 2 (E = C, Si, Ge, Sn oder Pb) bilden. Diese Liste liesse sich beliebig fortführen. Es liegt nun nahe anzunehmen, dass sich die gemeinsamen chemischen Eigenschaften der Elementarstoffe einer Gruppe auf Gemeinsamkeiten in den Atomeigenschaften bzw. dem Aufbau der jeweiligen Atomsorten in den Atomverbänden zurückführen lässt. Im Jahre 1869 stellten D. Mendelejew (Leningrad) und L. Meyer (Tübingen) gleichzeitig, aber unabhängig voneinander, fest, dass die Eigenschaften der Elementarstoffe in periodischer Weise regelmässig wechseln, wenn man sie nach zunehmender mittlerer Atommasse anordnet. Die Elementarstoffe werden im PSE durch die Atomsymbole, der jeweiligen Atomsorte, aus welchen der Atomverband aufgebaut ist, repräsentiert. Elementarstoffe mit ähnlichen Eigenschaften stellten sie untereinander und nannten dies eine Gruppe. Die waagrechten Reihen nannten sie Perioden. Die Abbildung 41 auf der folgenden Seite gibt einen Einblick in die Entstehungsgeschichte des Periodensystems der Elemente. Ordnungszahl (OZ) Schon bald (1913) stellte Moseley (GB) fest, dass nicht die Masse der Elemente für die Reihenfolge im PSE zuständig ist, sondern die Anzahl Ladungen im Atomkern. Von Element zu Element nimmt die Kernladung um eine Einheit zu. Die Kernladungszahl, welche wir Ordnungszahl nennen, ist identisch mit der Platznummer des Elementes im PSE und entspricht der Zahl der Protonen im Atomkern. Die OZ bestimmt die Atomsorte Gruppen Die senkrechten Spalten im PSE nennen wir Gruppen. Darin finden wir Elementarstoffe mit ähnlichen physikalischen und chemischen Eigenschaften, die man Gruppeneigenschaften nennt. Die Atomsorten einer Gruppe haben alle denselben charakteristischen Aufbau der Elektronenhülle. Es gibt acht Hauptgruppen (HG) im PSE, welche alle einen Gruppennamen besitzen, Alkalimetalle, Erdalkalimetalle, Borgruppe (Erdmetalle), Kohlenstoffgruppe, Stickstoffgruppe, Sauerstoffgruppe (Erzbildner), Salzbildner (Halogene) und Edelgase. Die Nebengruppen I-VIII enthalten die Nebengruppenelemente, welche den HG zugeordnet werden können. Sie besitzen die Ordnungszahlen, OZ: 21-30, 39-48, und Man nennt diese Elemente auch Übergangselemente. Perioden Die waagrechten Reihen nennen wir Perioden. In einer Periode nimmt die Kernladungszahl = Ordnungszahl von links nach rechts je um eine Einheit zu, weshalb der Atomradius von links nach rechts abnimmt, und somit die Ionisationsenergie (siehe unten) von links nach rechts zunimmt. Dies erklärt zum Teil, weshalb der Metallcharakter von links nach rechts abnimmt. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 106 von 236

107 Abbildung 41 Etappen in der Entwicklung des PSE. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 107 von 236

108 Aufgabe 93 Ergänzen Sie das folgende verkürzte PSE um: a) die Bezeichnung der Gruppen und b) die Periodennummer. c) Kennzeichnen Sie mit unterschiedlichen Farben die Metalle, Halbmetalle und die Nichtmetalle. Aufgabe 94 a) In welchen Perioden findet man die Nebengruppenelemente und wie viele gibt es pro Periode? b) In welchen Perioden findet man die Elemente der seltenen Erden (Lanthanoide und Actinoide) und wie viele gibt es pro Periode? c) Ergänzen Sie folgende Tabelle: Periodennummer Anzahl Elemente Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 108 von 236

109 6.5 Der Aufbau der Elektronenhülle, das Schalenmodell und das PSE. Gemäss dem Kern-Hülle-Modell des Atoms befinden sich die Elektronen in der Elektronenhülle des Atoms. Wir wollen uns nun den Aufbau der Elektronenhülle genauer anschauen. Ionisierungsenergie E. Rutherford gelangte zum Kern-Hülle-Modell des Atoms durch seinen berühmten Streuversuch. Einen Einblick in den Aufbau der Elektronenhülle erhält man, wenn man die Energie bestimmt, die nötig ist, um Elektronen aus der Atomhülle von Atomen in der Gasphase zu entfernen. Man nennt diesen Prozess Ionisation und die dafür benötigte Energie ist die Ionisierungsenergie. Entfernt man ein oder mehrere Elektronen aus der Atomhülle, so entstehen elektrisch positiv geladene Atome, die Kationen. Elektrisch negativ geladene Atome, die entstehen, wenn man in die Elektronenhülle ein oder mehrere zusätzliche Elektronen einbaut, nennt man Anionen. Als Ionen werden ganz allgemein elektrisch geladene Atome und Moleküle bezeichnet. Die Ionen besitzen gegenüber den neutralen Teilchen entweder einen Elektronenmangel (Kationen) oder einen Elektronenüberschuss (Anionen). Die Ladung wird dem Atomsymbol bzw. dem Nuklidsymbol rechts hochgestellt, z.b.: Cu 2+ oder I _. Die folgende Abbildung zeigt die Ionisation eines isolierten Li-Atoms in der Gasphase. Li (g) Li + (g) + e - ; H i > 0 Abbildung 42 Die Ionisation eines Li-Atoms. Rechts Darstellung im Energiediagramm und links Darstellung mit einer Reaktionsgleichung. Aufgabe 95 Betrachten Sie obige Abbildung: a) Handelt es sich bei der Ionisation eines Atoms zu einem Kation um einen exothermen oder einen endothermen Vorgang? Begründen Sie Ihre Antwort. b) Welches Teilchen hat den höheren Energieinhalt, das neutrale gasförmige Atom oder das gasförmige Kation? Begründen Sie Ihre Antwort. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 109 von 236

110 Fortsetzung Aufgabe 95: c) Weshalb benötigt die Entfernung von Elektronen aus dem Atom die Ionisierungsenergie? Aufgabe 96 Vervollständigen Sie folgende Tabelle: Nuklidsymbol Li Protonenzahl Z Neutronenzahl N Nukleonenzahl (Massenzahl) A Anzahl Elektronen 6? 2 3 Cl 35 17??? 34 28??? ???? ?? Al 3 27? Kation? oder Anion? Aufgabe 97 Aus einem Fe-Atom werden zwei Elektronen entfernt. a) Welche Ladung trägt das gebildete Eisenion? Begründen Sie Ihre Antwort. b) Formulieren Sie die Reaktionsgleichung für die Ionisation des Fe-Atoms in der Gasphase. c) Zeichnen Sie für die Ionisation das Energiediagramm. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 110 von 236

111 6.5.1 Das Bohrsche Schalenmodell der Elektronenhülle und das Aufbauprinzip des PSE Trägt man die Ionisierungsenergien für die schrittweise Entfernung der Elektronen aus einem Atom gegen die jeweiligen Anzahl der insgesamt ionisierten Elektronen grafisch auf, so ergibt sich für alle Atome ein ähliches Muster. Dieses Muster kann, am Beispiel der Stufenweise Ionisation des Ar-Atoms, aus der nebenstehenden Abbildung erkannt werden. Es fallen folgende Gesetzmässigkeiten auf. a) Die Ionisierungsenergie nimmt mit jedem zusätzlich ionisierten Elektron zu. b) Die Elektronen lassen sich in Gruppen mit ähnlichen Ionisierungsenergien einteilen. c) Die einzelnen Elektronengruppen sind durch grosse bis sehr grosse Energiesprünge von einander getrennt. Zwischen 1913 und 1922 entwickelte N. Bohr ein Atommodell, das sowohl die beobachteten Ionisierungsenergien als auch weitere experimentelle Befunde wie etwa die Aufnahme und Abgabe von Lichtenergie (Lichtquanten) der Atome erklärt. Das Bohrsche Atommodell beruht auf die folgenden Annahmen: Negativ geladene Elektronen bewegen sich auf verschiedenen Bahnen, sogenannten Schalen, um den Atomkern. Je weiter die Schalen vom Kern entfernt sind, umso mehr Energie beinhalten die Elektronen darin. Energiezufuhr kann ein Elektron in eine höhere Schale befördern. Beim Zurückfallen auf die tiefer gelegene Schale wird die gleiche Energiemenge in Form von Licht wieder frei, sogenannte Energiequanten. Alle Schalen mit den Elektronen bilden zusammen die Atomhülle. Die Hauptschalen erhalten eine Schalennummer n ( n= 1, 2,...) und werden zusätzlich mit Buchstaben bezeichnet. Man Beginnt mit dem Buchstaben K und fährt alphabetisch weiter. Auf jeder Hauptschale hat eine ganz bestimmte maximale Anzahl Elektronen Platz. Anzahl Elektronen = 2 n 2 ; n = Schalennummer. Die Hauptschalen bestehen aus Unterschalen die teilweise überlappen können. Daher kann eine äussere Schale mit Elektronen gefüllt werden, obwohl die darunterliegende Schale ihre maximale Anzahl von Elektronenn noch nicht erreicht hat. Maximal 8 Elektronen haben auf der äussersten Schale Platz = Valenzelektronen. Die folgende Abbildung zeigt, wie die Elektronen des Argonatoms sich gemäss dem Bohrmodell in Gruppen auf Schalen in unterschiedlicher Entfernung vom Kern verteilen und somit unterschiedliche Energien besitzen. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 111 von 236

112 Abbildung 43 Die Ionisationsenergien des Ar-Atoms und der Aufbau des Ar-Atoms gemäss dem Bohrschen Modell. Gemäss dem Bohrschen Atommodell kann man sich alle Elemente aus dem Wasserstoffatom entstanden denken, indem man nacheinander im Kern jeweils ein weiteres Proton hinzufügt und in der Atomhülle in der entsprechenden Schale je ein weiteres Elektron einfüllt. Die Elektronen auf der äussersten energiereichsten Schale werden Valenzelektronen genannt. Es sind die Valenzelektronen, also die Elektronen höchster Energie in einem Atom, welche die maximale Anzahl der Atome festlegen, die ein Atom in einem Atomverband an sich binden kann. In Ionischen Verbindungen lässt sich aus der Anzahl der Valenzelektronen ableiten, welche Ionenladung das Atom in dem Ionenkristall annimmt. Aufgabe 98 Vervollständigen Sie die folgende Tabelle. Schalennummer n 1 Hauptschalensymbol K Maximale Anzahl Elektronen in der Hauptschale 2 n 2 2 Energie der Hauptschalen nimmt.. Die Verteilung der Elektronen auf die einzelnen Schalen des Atoms nennt man Elektronenkonfiguration, diese ist für jede Atomsorte charakteristisch. Die Elektronenkonfiguration wird durch die Angabe der Abfolge der Schalen und der Anzahl Elektro- Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 112 von 236

113 nen pro Schale angegeben. Die Elektronen in jeder Schale werden dem Schalensymbol als Zahl hochgestellt. So lautet die Elektronenkonfiguration des Ar: K 2 L 8 M 8, wie man obiger Abbildung entnehmen kann. Aufgabe 99 Führt man einem Neonatom eine Energie von 2,1 MJ/mol zu, so wird das erste Elektron abgespalten. Man spricht von der ersten lonisierungsenergie. Das zweite Elektron wird erst bei einer Energiezufuhr von 3,9 MJ/mol abgespalten. Die lonisierungsenergien für ein Neonatom sind der folgenden Tabelle zu entnehmen. Elektron IE (MJ/mol) Erstes 2.1 Zweites 3.9 Drittes 6,2 Viertes 9,4 Fünftes 12,2 Sechstes 15,2 Siebtes 20,0 Achtes 23,0 Neuntes 115,0 Zehntes 130,0 a) Tragen Sie in nebenstehendes Koordinatensystem die Werte der Tabelle grafisch auf. b) Welche allgemeine Tendenz bezüglich der lonisierungsenergien des Neonatoms können Sie feststellen? c) Erkennen Sie eine weitere auffällige Besonderheit? Aus den Erkenntnissen aus b) und c) lassen sich die folgenden Folgerungen ziehen zu (b): Durch Abspaltung eines Elektrons aus einem Atom entsteht ein positiv geladenes Teilchen, sodass die Abtrennung eines weiteren Elektrons gegen die Anziehung des bereits positiv geladenen Teilchens erfolgen muss. Da die positive Ladung des zurückbleibenden Teilchens mit jedem weiteren entfernten Elektron zunimmt, wird das Entfernen des nächsten Elektrons immer schwieriger. zu (b): Die Elektronen des Neons lassen sich in zwei Gruppen einteilen: A) Zwei Elektronen mit großer lonisierungsenergie und B) acht Elektronen mit relativ kleiner lonisierungsenergie. Die elektrisch negativ geladenen Elektronen werden vom elektrisch positiv geladenen Kern angezogen. Da man zur Abspaltung der Elektronen der Gruppe A sehr viel mehr Energie aufwenden muss als für die Elektronen der Gruppe B, schließt man, dass sich die zwei Elektronen der Gruppe A durchschnittlich näher am Kern aufhalten als die anderen acht. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 113 von 236

114 Fortsetzung Aufgabe 99: d) Verteilen Sie die zehn Elektronen des Neonatoms (10 e ) auf die beiden Energiestufen und bezeichnen Sie diese mit dem entsprechenden Schalensymbol. Geben Sie die Elektronenkonfiguration für das Ne-Atom an Das Aufbauprinzip des Periodensystems Mit Hilfe des Bohrschen Atommodells lässt sich das PSE, welches aus chemischen Beobachtungen abgeleitet wurde, rekonstruieren. Demnach entspricht die Hauptgruppennummer der Zahl der Valenzelektronen und die Hauptschalen entsprechen den Perioden. Jede Periode beginnt mit dem Auffüllen einer neuen Hauptschale. Jede Periode beginnt mit einem Alkalimetall und endet mit einem Edelgas. Das bedeutet, dass in der Hauptschale ein Elektron (Alkalimetall) bis maximal 8 Elektronen (Edelgas) eingefüllt wird. Nähere Untersuchungen zeigen, dass mit Ausnahme der K-Schale, zu jeder Hauptschale eine bestimmte Anzahl von unterschalen gehört. Die Unterschalen der verschiedenen Hauptschalen können sich energetisch überlappen. Aus diesem Grund wird ab der dritten Periode eine Hauptschale nicht in der Periode voll aufgefüllt, in der sie begonnen wird! Für das Auffüllen der Schalen gelten folgende Regeln: Die Elektronenkonfiguration für die Hauptgruppenelemente wird wie folgt ermittelt: In der innersten Schale K befinden sich immer 2 Elektronen (Ausnahme Wasserstoff) Auf der äussersten Schale füllt man so viele Elektronen ein, wie der Hauptgruppennummer entspricht. Die Schalennummer der äussersten Schale entspricht der Periode des jeweiligen Elements. Mit den verbleibenden Elektronen werden von innen nach aussen die restlichen Schalen aufgefüllt. Die Elektronenkonfiguration für die Nebengruppenelemente wird wie folgt ermittelt: Auf der K-Schale und auf der äussersten Schale befinden sich 2 Elektronen. Die (n-1)-schale wird beginnend beim ersten NG-Element sukzessive mit insgesamt zehn weiteren Elektronen aufgefüllt. Beispiel: Cr: K 2 L 8 M 8+4 N 2. Für die Besetzung der einzelnen Schalen ergibt sich das nebenstehende Schema. Man erkennt, dass die Anzahl Elemente in einer Periode sich aus der Reihenfolge der Besetzung der einzelnen Hauptschalen und Unterschalen mit Elektronen ergibt. Dies führt zu den Periodenlängen: 2, 8, 8, 18, 18, 32 und 32. n n K L M N O P Q e - pro Periode Periode Periode Periode Periode Periode Periode Periode Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 114 von 236

115 Aufgabe 100 Betrachten Sie obige Tabelle. Wie viele Elemente sollte das Periodensystem aufweisen? Aufgabe 101 Nehmen wir mal an, dass auf Alfs Planeten Melmac das Periodensystem der Elemente 9 Perioden hätte. a) Füllen Sie in der folgenden Tabelle die grau unterlegten Kästchen aus. b) Wie viele Elemente würde das PSE auf dem Planeten Melmac aufweisen? Alf, der ausserirdische Katzengourmet! Quelle: about-alf?widpage=13&widcap=-1&widdes=- 1&widtitle=-1 n n K L M N O P Q Periode 1 2 Periode 2 8 Periode 3 8 Periode Periode Periode Periode Periode 8 18 Periode 9 Gesamtzahl der Elemente e - pro Periode Anmerkung: Wie wir noch sehen werden, wird die Stabilität der Atome und somit ihre Existenz von der Stabilität des Atomkerns bestimmt. Bis heute haben wir aus der Beobachtung des Universums noch keine Hinweise auf die Existenz von Atomen mit grösseren Ordnungszahlen als für die Elemente auf der Erde erhalten. Es ist daher davon auszugehen, dass auch auf dem Planeten Melmac die Gesamtzahl der Elemente 118 betragen sollte. Beachten Sie auch, dass ab Z = 84 die Elemente Radioaktiv und somit instabil sind. Was aber mit Sicherheit gesagt werden kann, ist, dass auf Melmac die Zahl der Katzen deutlich die Zahl der Katzen auf der Erde übersteigen dürfte! Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 115 von 236

116 Aufgabe 102 a) Ergänzen Sie das jeweilige Energieniveauschema für die angegebenen Hauptgruppenelemente. b) Geben Sie die Elektronenkonfigurationen für die Elemente an. Aufgabe 103 Füllen Sie den folgenden Lückentext aus. Das K-Niveau wird bei den Elementen und aufgefüllt. Die Elektronen befinden sich nahe am Kern auf einem Energieniveau. Das L-Niveau wird ab dem Element (3. Elektron) bis zum Element (10. Elektron) aufgefüllt. Das M- Niveau fasst maximal Elektronen. Ein stabiler Elektronenzustand wird jedoch schon erreicht, wenn auf dem M-Niveau Elektronen vorhanden sind, wie dies beim Edelgas Argon der Fall ist. Die Elektronen auf dem M-Niveau sind weiter vom Kern entfernt als die Elektronen des L- Niveaus. Zunächst werden die Energieniveaus besetzt und danach die. Die Elektronen, die sich in einem Atom auf dem höchsten Energieniveau befinden, bezeichnet man als Valenzelektronen. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 116 von 236

117 Aufgabe 104 Bestimmen Sie, ohne Zuhilfenahme eines PSE, anhand der Ionisierungsenergien: a) Die Periode des Elementes b) Die Gruppennummer c) Die Elektronenkonfiguration d) Handelt es sich um ein Atom eines nichtmetallischen oder eines metallischen Elementarstoffes? e) Benutzen Sie nun ein PSE und geben Sie das Elementsymbol an. Aufgabe 105 Vervollständigen Sie Folgende Tabelle Atomsymbol Ordnungszahl Periode Valenzelektronen Elektronenkonfiguration K Ca Ga As Pb I Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 117 von 236

118 Aufgabe a) Stellen Sie zeichnerisch das 17Cl -Atom und das 34Se-Atom einschliesslich der Atomkerne mit dem Bohrsche Schalenmodell dar. b) Geben Sie die Elektronenkonfiguration der Atome in a) an. Aufgabe 107 Geben Sie für die Elemente der dritten Periode jeweils die Elektronenkonfiguration an. Aufgabe 108 Das Atom mit 125 Neutronen im Kern hat folgende Elektronenkonfiguration: K 2 L 8 M 18 N 32 O 18 P 4 a) Stellen Sie die Schalenbesetzung zeichnerisch dar Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 118 von 236

119 Fortsetzung Aufgabe 108 b) Geben Sie die Gruppe für dieses Element an c) Geben Sie die Periodennummer für dieses Element an. d) Geben Sie das Nuklidsymbol an. Aufgabe 109 Geben Sie für das Atom mit der Elektronenkonfiguration: K 2 L 8 M 13 N 2 die Periodennummer, die Gruppe, das Elementsymbol und die Ordnungszahl an. Aufgabe 110 Die N-Schale kann 32 Elektronen aufnehmen. Diese werden Stufenweise in drei verschiedenen Perioden aufgefüllt. a) In welcher Periode werden die ersten 8 Elektronen der N-Schale aufgefüllt? Geben Sie die entsprechenden Elementsymbole und die vollständige Elektronenkonfigurationen an. b) In welcher Periode und in welchen Gruppen wird die N-Schale mit zehn weiteren Elektronen auf N 18 aufgefüllt? c) In welcher Periode wird die N-Schale mit 14 weiteren Elektronen auf N 32 aufgefüllt? Wie nennt man diese Elemente? Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 119 von 236

120 Aufgabe 111 a) Geben Sie die Elektronenkofiguration des Atoms an, welches die in der Abbildung gezeigten Ionisierungsenergien besitzt. b) Geben Sie - die Periode, - die Gruppennummer und - die Ordnungszahl an Aufgabe 112 Wiederholung Atombau Ergänze den Lückentext mit folgenden Begriffen: Ordnungszahl (Kernladungszahl), Atomhülle, Atomkern, negativ, Neutronen, Protonen, positiv, Neutronen, Protonen, Elektronen, neutrales, Protonen, Neutronen, Protonen, Atomkern, Elektronen, Atomhülle Ein Atom besteht aus einem und einer. Die, welche sich in der befinden, sind einfach elektrisch geladen. Im hingegen findet man und. Die sind einfach elektrisch geladen, während die elektrisch neutral sind. Wenn die Anzahlen der geladenen Teilchen, also der und übereinstimmen, liegt ein nach außen elektrisch Atom vor. Die Anzahl der und ergibt zusammen die Massenzahl. Die ergibt sich aus der Anzahl der Protonen. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 120 von 236

121 Aufgabe 113 Wiederholungsfragen 1. Welche Beobachtungen führten zur Entwicklung des Schalen-Modells? 2. Wie unterscheidet sich das Kern-Hülle-Modell vom Dalton-Modell? 3. Beschreiben Sie das Schalenmodell anhand des Elementes Sr Welche Aussage macht die Protonenzahl? 5. Was versteht man unter Valenzelektronen und was sagen sie aus? Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 121 von 236

122 6.5.2 Das Orbitalmodell Um das gesamte experimentelle Datenmaterial über das Verhalten der Atome besser verstehen zu können, war es notwendig das einfache Schalenmodell bzw. das Bohr-Modell des Atoms zu erweitern. Das erweiterte Modell des Atoms wird als Orbitalmodell (Quantenmechanisches Modell) bezeichnet. Das Orbitalmodell berücksichtigt die Tatsache, dass die Elektronen im Atom neben Teilcheneigenschaften auch Welleneigenschaften zeigen, dieses merkwürdige Verhalten der Elektronen wird in der Physik als Welle-Teilchen-Dualismus bezeichnet. Erste Erweiterung: Die Schalen enthalten Unterschalen. Die Anzahl dieser Unterschalen entspricht der Schalennummer. Die Schalennummer n wird ab jetzt Hauptquantenzahl genannt. Schalennummer bzw n Hauptquantenzahl n Hauptschalensymbol Anzahl Unterschalen = n Zweite Erweiterung: Statt den Elektronen feste Bahnen zuzuordnen, wie etwa den Planeten im Sonnensystem, stellt man sich nun vor, dass die Elektronen in dreidimensionalen Räumen mit einer bestimmten Wahrscheinlichkeit angetroffen werden können. Diese Räume nennt man Orbitale. Zu jeder Hauptquantenzahl n gehören n Orbitale. Entsprechend ihrer Energie lassen sich verschiedene Orbitaltypen unterscheiden, nämlich s, p, d und f-orbitale. Man weist den Orbitalen eine Nebenquantenzahl l zu. Orbitaltyp s p d f Nebenquantenzahl: l Die Nebenquantenzahlen l, der zur Quantenzahl n gehörenden Orbitale, bestimmt man wie folgt: l = (n-1), (n-2),., 0 Beispiel: zur Hauptquantenzahl n =3 gehören die drei Orbitaltypen: l = (3-1), (3-2), 0 = 2, 1, 0 das sind die d-, p- und s-orbitale der Hauptquantenzahl 3. Man schreibt daher: 3s, 3p und 3d. Schalennummer bzw. Hauptquantenzahl n n Hauptschalensymbol K L M N O Anzahl Orbitale = n Nebenquantenzahl l Orbitaltyp Dritte Erweiterung: Für jede Hauptquantenzahl kommt jeder Orbitaltyp mit der Nebenquantenzahl l, (2l+1) mal vor. Der Orbitaltyp s, p, d, f mit der Nebenquantenzahl: l = 0, 1, 2, 3 gibt es (2l+1) = 1, 3, 5, 7 mal. Jedes Orbital kann maximal zwei Elektronen aufnehmen. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 122 von 236

123 Schalennummer bzw. Hauptquantenzahl n n Hauptschalensymbol K L M N O Anzahl Orbitale = n Nebenquantenzahl l Orbitaltyp 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f Gesamtzahl e - pro Orbitaltyp Gesamtzahl e - der Hauptquantenzahl n 2*n 2 Aus spektroskopischen Untersuchungen der Lichtabsorption und der Lichtemission der isolierten Atome in der Gasphase lässt sich auf die Energie der Elektronen in den jeweiligen Orbitalen schliessen. Auf diese Weise gelangt man zu der Energieabfolge der Orbitale so, wie sie die Abbildung 44 zeigt. Bei einigen Nebengruppenelementen kann es zu Abweichungen von dieser Reihenfolge kommen. Viel wichtiger ist jedoch zu wissen, dass die Energie der Orbitale mit der Hauptquantenzahl n steigt. Man kann aus der Abbildung weiter auch die Überlappung der Unterschalen erkennen. So liegt das 4s-Niveau der N-Hauptschale zwischen den 3p- und 3d-Niveaux der M-Hauptschale. Abbildung 44: Energetische Abfolge der Atomorbitale (schematische Darstellung) Das Aufbauprinzip des Periodensystems Füllt man beginnend mit der Hauptquantenzahl n = 1 die Elektronen nach steigender Energie in die Orbitale ein, so ergibt sich das PSE ganz von selbst. Speziell sind folgende Regeln, die sich nur experimentell begründen lassen, zu befolgen. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 123 von 236

124 Regeln zum Auffüllen der Orbitale 1. Die Hauptquantenzahl entspricht der Periodennummer. 2. Die Orbitale werden nach steigender Energie besetzt. Orbitale gleicher Energie werden erst einfach besetzt und erst dann doppelt besetzt (Hundsche Regel). 3. Eine Periode beginnt mit dem Auffüllen der ns-orbitale und wird durch Besetzung der np- Orbitale abgeschlossen. 4. die nd-orbitale werden erst in der Periode (n+1) aufgefüllt. 5. die nf-orbitale werden erst in der Periode (n+2) aufgefüllt. Für jedes Element resultiert auf diese Weise eine charakteristische Besetzung der Orbitale mit Elektronen. Man nennt diese, die Elektronenkonfiguration des Elements. Entsprechend der energetischen Abfolge der Orbitale und den Auffüllregeln ergibt sich für die einzelnen Perioden die, in Tabelle 7 gezeigte Besetzung der Orbitale. Jetzt können wir sogar verstehen, warum die Anzahl der Elemente in den Perioden den Zahlen: 2, 8, 8, 18, 18, 32 und 32 entspricht. n n K L M N O P Q Gesamtzahl Elektronen Periode 1 1s 2 Periode 2 2s, 2p 8 Periode 3 3s,3p 8 Periode 4 3d 4s, 4p 18 Periode 5 4d 5s,5p 18 Periode 6 4f 5d 6s,6p 32 Periode 7 5f 6d 7s,7p 32 Tabelle 7: Abfolge der Orbitalbesetzung. 118 Weiter kann man der Tabelle 7 und insbesondere der Abbildung 45 entnehmen, dass die Form des PSE aus der Besetzung der einzelnen Orbitaltypen resultiert. Die Besetzung der s-orbitale erfolgt bei den Alkali- und Erdkalimetallen. Die Hauptgruppen I & II bilden daher den s-block des PSE. Die Hauptgruppen III-VIII bilden den p-block, weil hier die p-orbitale besetzt werden. Der d-block entsteht durch die Besetzung der d-orbitale und beherbergt die Nebengruppenelemente. Die Lanthanoide und Actinoide bilden den f-block weil hier die f-orbitale aufgefüllt werden. Diese Aufteilung des PSE sollte man sich unbedingt zusammen mit den Auffüllregeln 4 und 5 merken. Denn damit lässt sich sofort aus dem PSE die Elektronenkonfiguration ableiten. Eine Weitere Möglichkeit sich die Besetzungsreiehnfolge zu merken, stellt das nebenstehende Schema dar. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 124 von 236

125 Abbildung 45: Die Aufteilung des Periodensystems in Hauptgruppen, Nebengruppen und Seltenen Erden resultiert aus der Besetzung eines jeweils anderen Orbitaltyps. Diese Aufteilung des PSE sollte man sich unbedingt zusammen mit den Auffüllregeln 4 und 5 merken. Denn damit lässt sich sofort aus dem PSE die Elektronenkonfiguration ableiten. Quelle: Petrucci et. al., General Chemistry, 10 th Ed., Pearson 2011 Beispiel 1. Aufbau des Kohlenstoffatoms. Kohlenstoff hat die Ordnungszahl Z = 6 und befindet sich in der zweiten Periode in der vierten Hauptgruppe. Lösung: Z = 6 bedeutet 6 Protonen im Kern und 6 Elektronen in der Hülle. Wir beginnen mit der Besetzung der Orbitale mit n = 1. n = 1 => l = 0 => 1s. Mit der Besetzung des 1s mit zwei Elektronen (Wasserstoff & Helium) ist die erste Periode abgeschlossen. Die verbleibenden 4 Elektronen müssen nun Orbitale mit n = 2 besetzen. n = 2 => l = 0, 1 => 2s und 2p. Da, 2s die geringere Energie als die 2p-Orbitale hat, wird dieses zuerst mit zwei Elektronen voll besetzt. Die verbleibenden 2 Elektronen werden gemäß Regel 2 auf zwei der drei 2p-Orbitale verteilt. Die Elektronenkonfiguration des C-Atoms ist somit: 1s 2 2s 2 2p 2, oder [He] 2s 2 2p 2 Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 125 von 236

126 Beispiel 2. Elektronenkonfigurationen für N, O, F und Ne N: 1s 2 2s 2 2p 3, oder [He] 2s 2 2p 3 ; O: 1s 2 2s 2 2p 4, oder [He] 2s 2 2p 4 ; F: 1s 2 2s 2 2p 5, oder [He] 2s 2 2p 5 ; Ne: 1s 2 2s 2 2p 6, oder [He] 2s 2 2p 6 ; mit Neon sind die Orbitale der Hauptquantenzahl 2 voll besetzt und somit ist die zweite Periode abgeschlossen. Beispiel 3. Elektronenkonfiguration für V; Periode 4 dritte Nebengruppe. Ordnungszahl 23 => 23 Elektronen. Lösung. Periode 1: n = 1 => 1s also 1s 2 verbleinen noch 21 Elektronen Periode 2: n = 2 => 2s & 2p also 2s 2 2p 6 verbleinen noch 13 Elektronen Periode 3: n = 3 => 3s, 3p & 3d aber aufgepasst, wegen Regel 4 dürfen die 3d-Orbitale erst in der vierten Periode aufgefüllt werden, also 3s 2 3p 6 verbleinen noch 5 Elektronen Periode 4: n = 4 => 4s, 4p, 4d & 4f. Gemäß dem Auffüllschema auf Seite 3 werden die 4s- und die 3d- Orbitale besetzt, also 4s 2 3d 3. Die Konfiguration ist somit 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 bzw. [Ar]4s 2 3d 3 Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 126 von 236

127 Aufgabe 114 a) Vervollständigen Sie Folgende Tabelle. Atomsymbol Ordnungszahl Elektronenkonfiguration In der Orbitalschreibweise Elektronenkonfiguration Im Schalenmodell Na Be Pb Ru P Ar S Fe Zn Ge I Xe b) Markieren Sie in den Elektronenkonfigurationen die Valenzelektronen mit einer Farbe. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 127 von 236

128 Hinweis: Bei den Nebengruppenelementen werden die s- und d-elektronen als Valenzelektronen betrachtet. Aufgabe 115 a) Vervollständigen Sie Folgende Tabelle. Atomsymbol Anzahl Elektronenkonfiguration Elektronenkonfiguration Elektronen In der Orbitalschreibweise Im Schalenmodell Na + Be 2+ O 2- I - P 3- O - S 2- Al 3+ Ga 3+ b) Welche Ionen der obigen Tabelle besitzen eine Edelgaskonfiguration? Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 128 von 236

129 Aufgabe 116 a) Geben Sie für die Atome Br, Br - und Br + die Elektronenkonfiguration in der Orbitalschreibweise an. b) Stellen Sie die Elektronenkonfiguration der Atome in a) in ein Energiediagramm dar. (Siehe die Beispiele oben) Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 129 von 236

130 Aufgabe 117 Konfiguration Konfiguration in der vollständigen Orbitalschreibweise Konfiguration in der vollständigen Schalenschreibweise Elementsymbol [Rn]6d 2 7s 2 [He]2s 2 2p 2 [Ar]3d 3 4s 2 [Ar]3d 10 4s 2 4p 3 [Kr]4d 10 5s 2 5p 4 [Xe]4f 14 5d 10 6s 2 Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 130 von 236

131 6.6 Periodische Trends Bevor wir uns die periodischen Trends anschauen, sind noch zwei Definitionen sehr wichtig. 1: Atomrumpf und Rumpfladung Unter dem Atomrumpf versteht man den Atomkern und alle Elektronenschalen der Atomhülle ohne die Valenzschale. Da zum Atomrumpf die Valenzschale nicht hinzugenommen wird, hat der Atomrumpf eine positive Rumpfladung. Die Rumpfladung entspricht bei den Hauptgruppenelementen der Gruppennummer. Aufgabe 118: Erklären Sie warum die Rumpfladung des Na-Atoms +1 beträgt. Atomrumpf und Valenzschale des Na-Atoms. 2: Elektronegativität Die Elektronegativität gibt an, wie stark der Atomrumpf die Valenzelektronen an sich zieht. Die Elektronegativität steigt mit der Rumpfladung an. Bei gleicher Rumpfladung nimmt die Elektronegativität mit steigendem Atomradius ab. Aufgabe 119 Die folgende Grafik zeigt den Verlauf des Atomradius der Hauptgruppenelemente. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 131 von 236

132 Fortsetung Aufgabe 119 a) Wie ändert sich der Atomradius innerhalb einer Gruppe? Geben Sie für den Verlauf eine Erklärung an. Argumentieren Mit n und der Rumpfladung. b) Wie ändert sich der Atomradius entlang einer Periode? Geben sie eine Erklärung für den beobachteten Verlauf. Argumentieren Mit n und der Rumpfladung. c) Woran erkennt man, dass sich der Atomradius im PSE periodisch ändert? d) Über die Grösse der Edelgasatome findet man in der Literatur widersprüchliche Angaben. Sollte Ihrer Meinung nach der Atomradius der Edelgasatome grösser oder kleiner als der Atomradius der Halogenatome sein? Begründen Sie Ihre Antwort. Aufgabe 120 Die Abbildung auf der nächsten Seite zeigt die Ionisierungsenergien, in der Einheit 10 7 J/mol, für die Entfernung des ersten Valenzelektrons der Atome der Hauptgruppenelemente. Die Elemente sind nach steigender Ordnungszahl angeordnet. a) Beschriften Sie die Achsen des Diagramms. b) Welche Einheit hat die Energie? c) Tragen Sie die jeweiligen Elementsymbole in die Grafik ein. d) Welchen Verlauf zeigt die Ionisierungsenergie innerhalb einer Periode? Geben Sie hierfür eine Erklärung an. e) Verbinden Sie jeweils die Elemente der zweiten, siebten und achten Hauptgruppe mit einer Linie. f) Welchen Verlauf zeigt die Ionisierungsenergie innerhalb einer Gruppe? Geben Sie hierfür eine Erklärung an. g) Welche Elemente haben die höchste und welche die niedrigste Ionisierungsenergie? h) Die Ionisierungsenergie ist eine periodische Eigenschaft. Erklären Sie dies. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 132 von 236

133 Abbildung zu Aufgabe 120 Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 133 von 236

134 Aufgabe 121 a) Tragen Sie über die gestrichelten Linien folgendes ein: nimmt zu, nimmt ab, ist konstant b) Wie lässt sich der Verlauf des Atomradius, der Ionisierungsenergie und der Elektronegativität mit der Rumpfladung erklären? Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 134 von 236

135 7 Radioaktivität und Kernreaktionen 7.1 Der Massendefekt und die Stabilität der Kerne Mit Hilfe des Massenspektrometers kann man die Massen der Atome bestimmen. Intuitiv würde man meinen, dass die Atommasse sich additiv aus den Massen der Elementarteilchen (siehe Tabelle 8), aus denen das Atom zusammengesetzt ist, ergibt. Tatsächlich zeigt sich, dass die experimentell ermittelte Masse der Atome stets kleiner ist, als die rein additive Masse. Diese Massendifferenz wird als Massendefekt bezeichnet. Abbildung 46 veranschaulicht den Massendefekt. Abbildung 46: Veranschaulichung des Massendefektes am Beispiel des He-Atoms. Modifiziert nach Quelle: Informationskreis Kernenergie; Martin Volkmer; Kernenergie Basiswissen. Definition: Unter dem Massendefekt m, versteht man die Differenz der tatsächlichen Atommasse (m Experimentell ) zu der additiven Atommasse (m Additiv ). Die Additive Masse ist immer grösser als die tatsächliche Masse des Atoms. m = m Additiv - m Experimentell Masse [u] p n e Tabelle 8: Masse der Elementarteilchen. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 135 von 236

136 Aufgabe a) Berechnen Sie für das Isotop 20 Ca (alternative Schreibweise: Ca-43) m Additiv und den Massendefekt. m Experimentell = u. b) Um wie viel % ist das Ca-43 Atom leichter, als das hypothetische additive Ca-43 Atom? Aufgabe Schreiben Sie für Bildung des 10Ne -Atoms aus den Elementarteilchen eine Reaktionsgleichung auf 22 und berechnen Sie den Massendefekt. (m Experimentell 10 Ne = u) Aufgabe 124 Vervollständigen Sie untere Tabelle. Nuklidsymbol Z N e - m-additiv [u] m-experiment [u] 1 H Massendefekt m [u] ? 1? ?? H ??? ?? He ??? P ?? Br ?? 238?? Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 136 von 236

137 Das merkwürdige Phänomen des Massendefektes lässt sich mit Hilfe der Einstein schen Relativitätstheotie erklären. Eine wichtige Schlussfolgerung dieser Theorie ist, die Gleichheit (Äquivalenz) von Masse und Energie. Demnach ist Masse eine Energieform. Zwischen der Masse m und dem ensprechenden Energieäquivalent E besteht folgende Beziehung: Dabei ist E = Energie in J m = Masse in kg c = Lichtgeschwindigkeit; 3*10 8 m/s E m c Man kann obige Formel auch als Umrechnungformel auffassen. Dabei ist die Lichtgeschwidigkeit der Umrechnungfaktor der Masse in die entsprechende Energie. Gemäss der Äquivalenz von Masse und Energie gilt: Aufgabe 125 a) Zeigen Sie, dass das Produkt 10 1u J MeV 2 m c die Einheit J hat. 2 b) Berechnen Sie das Energieäquivalent der Masse m = 1 u Aufgabe 126 a) Welche Energie wird erhalten, wenn die Masse m = 1 g in Energie umgewandelt wird? kj b) Wie viel Wasser (C = ) von 0 C kann mit der Energie in a) auf 99 C erwärmt werden? kg K Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 137 von 236

138 Erklärung des Massendefektes: Wegen der Gleichheit von Masse und Energie ist nicht nur die Masse der freien Elementarteilchen grösser als die Masse eines Atoms aus diesen Elementarteilchen sondern auch deren Energieinhalt. Der Massendefekt kann auch als Energieunterschied interpretiert werden. Diese Energiedifferenz entspricht E m c. Wenn sich 2 also die Elementarteilchen zu einem Atom formieren, wird die Energie: E m c frei. Die 2 Vereinigung der Elementarteilchen zu einem Atom, ist also ein exothermer Vorgang. Will man das Atom in seine Bestandteile zerlegen, so muss die Energie E m c aufge- 2 wendet werden. Abbildung 47 zeigt das Energiediagramm für die Bildung eines He-4-Atoms aus den Elementarteilchen. E stellt ein Mass für die Stärke der Anziehungskräfte zwischen den Elementarteilchen dar. Da die Anziehungskraft zwischen Protonen und Elektronen viel kleiner ist, als die Anziehungskraft zwischen p + & p +, p + & n und n & n, spiegelt E (genauer E/A = E je Nukleon) unmittelbar die Stärke der Anziehungskraft zwischen den Nukleonen wieder, man nennt diese Kraft die starke Kernkraft. E wird daher als Kernbindungsenergie bezeichnet, es ist diese Energie, welche bei der Bildung der Kerne aus den Nukleonen frei wird bzw. zu ihrer Zerlegung aufgewendet werden muss. 2p 2n 2e 4 2 He Abbildung 47 Energiedigramm zum Massendefekt von He-4. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 138 von 236

139 Aufgabe 127 Wandeln Sie die Massendefekte der Nuklide in Aufgabe 124 in die entsprechenden Energieäquivalente in MeV um. Benutzen Sie dabei folgende Beziehung: 1u J MeV 10 Nuklidsymbol Massenzahl A Massendefekt m [u] Energieäquivalent E [MeV] Energieäquivalent je Nukleon E [MeV]/A Aufgabe 128 Stellen Sie den Massendefekt für 3 1 H grafisch in ein Energiediagramm dar. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 139 von 236

140 7.1.1 Kurve der Kernbindungsenergie und Stabilität der Kerne Trägt man die Kernbindungsenergie je Nukleon gegen die Massenzahl grafisch auf, so erhält man die Kernbindungsenergiekurve, welche den in Abbildung 48 gezeigten Verlauf besitzt. Abbildung 48: Kernbindungsenergiekurve. Je grösser die Kernbindungsenergie pro Nukleon ist, desto stärker sind die Anziehungskräfte zwischen den Nukleonen und desto stabiler ist der Kern. Aufgabe 129 Zwischen den Protonen in einem Atomkern wirken zwei Kräfte, eine abstossende und eine anziehende Kraft. a) Wie nennt man die abstossende Kraft und wie nennt man die anziehende Kraft? b)welche der zwei Kräfte in a) ist die stärkere? Begründen Sie Ihre Antwort. Aufgabe 130 Betrachten Sie die Abbildung 48. a) In welchem der angegebenen Nuklide ziehen sich die Nukleonen am stärksten und in welchem am schwächsten an? Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 140 von 236

141 Fortsetzung Aufgabe 130 b) Welches der angegebenen Nuklide ist das stabilste und welches das instabilste? Aufgabe a) Berechnen Sie für das Nuklid 26Fedie Kernbindungsenergie je Nukleon in MeV. 56 m Exp. 26 Fe= u. 56 b) Tragen Sie 26 Fe in Abbildung 48 ein. Aus Abbildung 48 lassen sich zwei sehr wichtige Schlussfolgerungen ziehen. Die Verschmelzung leichter Kerne zu schwerere Kerne sollte ein exothermer Vorgang sein, ebenso wie der Zerfall eines schweren Kernes in leichtere Kerne, dies gilt für Kerne mit A > 60. Der erste Vorgang wird als Kernfusion bezeichnet und spielt sich in den Sternen, wie Beispielweise in unserer Sonne, ab. Der zweite Vorgang wird als Kernspaltung bezeichnet und spielt sich kontrolliert in den Atomreaktoren und unkontrolliert in der Atombombe ab. Abbildung 49 fasst eben gesagtes zusammen. Sowohl bei der Kernfusion als auch bei der Kernspaltung ist die Summe der Massen der Teilchen vor dem Vorgang grösser als die Summe der Massen der Teilchen nach dem Vorgang, aus diesem Grund resultiert in beiden Fällen ein positiver Massendefekt, der in Form von Energie freigesetzt wird. Abbildung 49: Sowohl die Fusion leichter als auch die Spaltung schwerer Kerne ist mit einem Massenverlust und somit mit der Freisetzung von Energie verbunden. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 141 von 236

142 Der Massendefekt einer Kernumwandlungsreaktion berechnet sich wie folgt: Massendefekt und Energie bei Kernumwandlungsreaktionen: m = Summe der Massen vorher - Summe der Massen nachher E = m. c 2 m > 0 => Exothermer Vorgang m < 0 => Endothermer Vorgang Kernfusion Dieser Vorgang spielt sich in den Sternen ab und ist für die Entstehung der Elemente in unserem Universum verantwortlich. Aufgabe 132 In der Sonne spielt sich unter anderen folgende Fusionsreaktion ab: H H He n a) Berechnen Sie den Massendefekt und die Energie der Fusionsreaktion in MeV, J und J/mol. Teilchen Masse [u] 2 1 H H He n Fortsetzung Aufgabe 132: b) Stellen Sie die Fusionsreaktion a) in ein Energiediagramm dar. c) Stellen Sie die Fusionsreaktion in a) bildlich dar. Aufgabe 133 a) Die Reaktionsenthalpie einer chemischen Reaktion sei -150 kj/mol. Berechnen Sie den Massendefekt der Reaktion. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 142 von 236

143 Fortsetzung Aufgabe 133 b) Kann die Aussage: für chemische Reaktionen gilt der Massenerhaltungssatz so, stehen gelassen werden? Aufgabe 134 In den Sternen spielen sich unter anderen auch folgende Fusionsreaktionen ab: ) He Be C He 6C He 8O He 10Ne 12 2) O 3) Ne 4) Mg Berechnen Sie jeweils den Massendefekt und die Energie der Fusionsreaktionen in MeV, J und J/mol. Teilchen Masse [u] 4 2 He Be C O Ne Mg Kernspaltung Beim Versuch, durch Neutronenbeschuss aus Uran das nächst höhere Element Plutonium herzustellen, bemerkten 1938 die beiden deutschen Physiker Hahn und Strassmann, dass ein Barium-Nuklid entstanden war. Ihre ehemalige Mitarbeiterin Lise Meitner (als Jüdin war sie nach Kopenhagen zu Niels Bohr ausgewandert) interpretierte dieses Ergebnis als eine Kernspaltung. Der grosse Urankern wird durch Beschuss mit den Neutronen zu einem instabilen Zwischenkern, welcher sofort in die Spaltprodukte auseinanderbricht. Instabiler Zwischenkern Abbildung 50: Neutronen geeigneter Energie lösen die Kernspaltung von Uran-235 Atome aus. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 143 von 236

144 Es entstehen dabei zwei mittelgrosse Bruchstücke (z.b. Barium und Krypton) und zwei Neutronen. Die Spaltprodukte und die zwei Neutronen haben zusammen eine kleinere Masse als der ursprüngliche Urankern und das Einschuss-Neutron. Die entsprechende Energiedifferenz wird in Form von Strahlungsenergie und kinetischer Energie der neuen Kerne und der Neutronen frei. Bei der Kernspaltung werden beträchtliche Energiemengen freigesetzt. Bei der Spaltung von 235-U entstehen zwei Neutronen. Das bedeutet, aus einem einzelnen eingeschossenen Neutron werden sehr rasch sehr viele Neutronen, die Kettenreaktion wächst exponentiell an. Nun ist es allerdings so, dass die entstehenden Neutronen viel zu schnell sind. Sie können mit ihrer grossen kinetischen Energie (Bewegungsenergie) nicht in den Urankern eindringen, sondern prallen ab. Erst wenn die Neutronen einen grossen Teil ihrer kinetischen Energie durch Stösse verloren haben, weisen sie gerade die richtige Energie auf, um die nächste Kernspaltung auszulösen. Aufgabe 135 a) Die folgende Tabelle fasst für obige Kernspaltung (Abbildung 50) das Ausgangsnuklid und die Spaltnuklide zusammen. Ergänzen Sie diese Tabelle. Nuklid p + n e - Vor der Spaltung Nach der Spaltung Ausgangsnuklid U Einschuss-Neutron Spaltnuklide Kr Ba Freigewordene Neutronen b) Vergleichen Sie nun die Summe aller Protonen und die Summe aller Neutronen vor der Spaltung und nach der Spaltung. Das Ergebnis der Aufgabe 135 b lässt sich für alle Kernumwandlungsprozesse, wie Kernspaltung, Kernfusion, Kernreaktionen und radioaktive Zerfallsprozesse, die wir später besprechen, verallgemeinern. Bei Kernumwandlungsprozessen ändert sich die Zahl der Nukleonen nicht. Die Zahl der Nukleonen bleibt erhalten. Es gilt auch der Ladungserhaltungssatz. Aufgabe 136 a) Stellen Sie die Kernspaltungsreaktion der Abbildung 50 in eine Reaktionsgleichung dar. b) Berechnen Sie den Massendefekt in u, in g und kg für die Kernspaltungsreaktion in a). Teilchen Masse [u] n U Kr Ba Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 144 von 236

145 Fortsetzung Aufgabe 136 kj c) Sie bereiten Sich eine Tasse Tee zu, indem Sie 250 g Wasser (C = ) von 18 C auf 95 C, kg K mit einem elektrischen Wasserkocher erwärmen. Wie viele Urankerne müssen im Kernkraftwerk gemäss der Reaktionsgleichung in a) gespalten werden, um die nötige Energie bereit zu stellen? Welcher Masse an Uran entspricht das? Die Kernspaltung mit Neutron ist eine Kettenreaktion. Haben die Neutronen einer Kernspaltungsreaktion eines Urankerns genau die richtige Energie um weitere Urankerne zu spalten, kann es zu einer Kettenreaktion kommen. So werden automatisch immer weitere Uranatome gespalten. Die Kettenreaktion beginnt mit der Spaltung eines Urankerns durch ein Neutron. Bei dieser einleitenden Spaltung entstehen zwei Neutronen. Das sind die Neutronen der ersten Generation. Diese lösen weitere Kernspaltungen aus und setzen so die Neutronen der zweiten Generation frei. Diese wiederum, führen zur Freisetzung von Neutronen der nächsten Generation usw. Jeder Spaltungsprozess führt zu einer Verdoppelung der aktuellen Neutronenzahl. Aufgabe 137 Betrachten Sie folgende Darstellung der Kettenreaktion der Kernspaltung. a) Ergänzen Sie das Bild um die 4te Neutronengeneration. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 145 von 236

146 b) Vervollständigen Sie folgende Tabelle. Neutronengeneration Zahl der Neutronen x. Aufgabe 138 Warum führt die Kettenreaktion zu einer explosionsartigen Freisetzung von Energie? Betrachten Sie zur Beantwortung der Frage die Abbildung von Aufgabe 137. Die Kern-Kettenreaktion und somit die freigesetzte Energie lässt sich über die Anzahl freier Neutronen und deren Energie steuern. Im Kernreaktor läuft eine kontrollierte Kettenreaktion ab. während einer Atombombenexplosion läuft eine unkontrollierte Kettenreaktion ab. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 146 von 236

147 Aufgabe 139 Ein U-235-Kern kann nicht nur in Ba- und Kr-Kerne gespalten werden. Zwei weitere Varianten der U- 235-Kernspaltung sind die folgenden: i) Schreiben Sie die vollständigen Nuklidsymbole der Spaltprodukte auf. ii) Formulieren Sie für die Kernspaltungsreaktionen die entsprechenden Reaktionsgleichungen. Aufgabe 140 Schreiben Sie für die angegebenen Kernspaltungen die vollständigen Nuklidsymbole der Spaltprodukte auf und formulieren Sie die jeweiligen Reaktionsgleichungen. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 147 von 236

148 Kernreaktoren und Kernenergie Anlagen, bei denen Kettenreaktionen kontrolliert ablaufen, bezeichnet man als Kernreaktoren oder kurz als Reaktoren. Abbildung 51 zeigt eine schematische Abbildung eines Druckwasserreaktors es gibt auch weitere Reaktortypen. Die Kettenreaktion in einem Reaktor wird über die Anzahl freier Neutronen und deren Energie kontrolliert. Um die Neutronen auf die, für die Kernspaltung günstigste Geschwindigkeit abzubremsen, wird ein Bremsmittel (Moderator) eingesetzt. Ein wirksamer Moderator ist Wasser. Im Kernreaktor dient das Wasser einerseits als Moderator und andererseits als Kühlmittel der Brennstäbe, welche das spaltfähige Material U-235 enthalten. Die Steuerstäbe bestehen aus Stoffen die Neutronen in sich aufnehmen können (z.b.: Cd). Eine weitere Möglichkeit ist der Zusatz von Borsäure zum Reaktorwasser. Damit wird die Zahl freier Neutronen, welche eine Kernspaltung auslösen könnten, erniedrigt. Belässt man die Steuerstäbe dauerhaft zwischen den Brennstäben, führt das zur Abschaltung ( zum Erlöschen ) des Reaktors. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 148 von 236

149 Abbildung 51: Aufbau eines Druckwasserkernreaktors 6. Wie wird aus der Energie der Kernspaltung elektrische Energie? Diese Frage wird in der folgenden Abbildung beantwortet. Abbildung 52: Energieumwandlungen in einem Atomkraftwerk. 6 Quelle: Tipler, Physik 7te Auflage, Springer Spektrum Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 149 von 236

150 Aufgabe 141 Erklären Sie in eigenen Worten welche Funktionen ein Moderator und die Steuerstäbe haben. Aufgabe 142 Erklären Sie anhand der Abbildung 51 und Abbildung 52 die Gewinnung von elektrischer Energie durch ein Atomkraftwerk. 7.2 Radioaktiver Zerfall und radioaktive Strahlung Trägt man in ein Koordinatensystem (Y-Achse: Ordnungszahl Z; X-Achse: Neutronenzahl N) alle bekannten Nuklide (Atomkerne) ein, so erhält man die in Abbildung 53 gezeigte Nuklidkarte. Abbildung 53: Die Nuklidkarte. In dem grau schattierten Bereich befinden sich die instabilen Nuklide. Die dunklen Punkte stellen die stabilen Nuklide dar. Man erkennt, dass bis Z ~ 20 für die stabilen Nuklide das Neutronen zu Protonenverhältnis N/Z ~1 ist. Für grössere Protonenzahlen ist das N/Z-Verhältnis deutlich grösser als 1, diese Kerne enthalten Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 150 von 236

151 mehr Neutronen als Protonen. Da im Kern die elektrische Abstossungskraft der Protonen mit zunehmender Ordnungszahl stark ansteigt, müssen nun, damit der Kern noch zusammenhält, mehr Neutronen hinzukommen, so dass die anziehende starke Kernkraft zunimmt und die abstossende elektrische Kraft übersteigt. Abbildung 54: Ausschnitt aus der Nuklidkarte. Die stabilen Nuklide befinden sich für Z 1-20 nahe der Z=N Linie. Die Instabilen Kerne wandeln sich durch den sogenannten radioaktiven Zerfall in stabile Kerne um. Man unterscheidet drei Zerfallsarten: - -, + - und -Zerfall. Die verschiedenen Strahlungsarten werden im nächsten Abschnitt genauer besprochen. Durch die -Zerfallsarten gehen Kerne mit einem ungünstigen bzw. instabilen N/Z-Verhältnis in Kerne mit einem stabilen N/Z-Verhältnis über. Beim -Zerfall gehen, in der Mehrzahl der Fälle, grosse Kerne in kleinere Kerne über, welche sich auf der Kurve der Bindungsenergie weiter links befinden als die instabilen Kerne aus denen sie hervorgehen. Man bezeichnet die Kerne die aus den Zerfällen entstehen als Tochternuklide. Bei radioaktiven Zerfällen ändert sich die Zahl der Nukleonen nicht. Die Zahl der Nukleonen bleibt erhalten. Es gilt auch der Ladungserhaltungssatz. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 151 von 236

152 Zerfallsart und Beschreibung Schreibweise Beispiel - -Zerfall Im Kern wandelt sich ein Neutron in ein Proton und ein Elektron ( - - Teilchen) um. n p Es entsteht ein neuer Kern mit einer um eine Einheit höhere Ordnungszahl. Da sich bei diesem Zerfall die Gesamtzahl der Nukleonen im Kern nicht ändert, bleibt die Massenzahl erhalten. Das Elektron ( - -Teilchen) wird aus dem Kern geschleudert und nimmt dabei ein Teil der Zerfallsenergie mit. + -Zerfall Im Kern wandelt sich ein Proton in ein Neutron und ein Positron ( + - Teilchen) um. p n Es entsteht ein neuer Kern mit einer um eine Einheit kleinere Ordnungszahl. Da sich bei diesem Zerfall die Gesamtzahl der Nukleonen im Kern nicht ändert, bleibt die Massenzahl erhalten. Das Positron ( + -Teilchen) wird aus dem Kern geschleudert und nimmt dabei ein Teil der Zerfallsenergie mit. Das Positron ist das Antiteilchen des Elektrons. Es hat ähnliche Eigenschaften (Masse etc.), trägt jedoch eine positive Ladung. -Zerfall Aus einem grossen Kern (weit rechts stehend auf der Kurve der Kernbindungsenergie), wird ein He-Kern herausgeschleudert. Es entsteht ein Nuklid mit einer um vier Einheiten kleinere Massenzahl und um 2 Einheiten kleinere Ordnungszahl. A Z A Z A Z X X Q A Z 1 X Q A Z 1 A 4 Z 2 Q 4 2 He Cs Na Ra 2He 226 Rn Ne Rn Quelle der Bilder: Informationskreis Kernenergie; Martin Volkmer; Radioaktivität und Strahlenschutz. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 152 von 236

153 Aufgabe 143 Tragen Sie in dem folgenden Ausschnitt der Nuklidkarte, ausgehend von dem Nuklid die drei Zerfallsarten ein. Zeigen Sie an, in welches Kästchen sich das entsprechende Tochternuklid befindet. X A Z Aufgabe 144 Betrachten Sie den Ausschnitt der Nuklidkarte der Abbildung 54. a) Welches stabile Nuklid entsteht durch radioaktiven Zerfall aus dem Nuklid Be-14? Formulieren sie alle Zerfallsreaktionen. b) Welches stabile Nuklid entsteht durch radioaktiven Zerfall aus dem Nuklid O-13? Formulieren sie alle Zerfallsreaktionen. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 153 von 236

154 Aufgabe 145 Vervollständigen Sie die Reaktionsgleichungen für die folgenden radioaktiven Zerfallsreaktionen, und geben Sie jeweils an, um welche Zerfallsart es sich handelt. a) A X? He Z 81 b) Se? Z 2 c) A 27 Z X? 13 d) A U Th He Z e) 60 A X?? Z f) 24 A Z X? 11 g) X?? Z 28 h) 210 A X X? i) A 71 Ga Ge? Z 32 2 J) A Z X 128 Z A Z Xe? A Z? Aufgabe 146 Auf folgender Internetseite finden Sie eine interaktive Isotopenkarte (Nuklidkarte). Ermitteln Sie mit deren Hilfe welches stabile Isotop aus dem radioaktiven Zerfall von Ba-140 entsteht. Formulieren Sie alle Reaktionsgleichungen des radioaktiven Zerfalls. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 154 von 236

155 7.2.1 Radioaktive Strahlung Unter radioaktiver Strahlung versteht man die energiereichen Teilchen -, + und welche bei radioaktiven Zerfällen ausgesandt werden. Bei dieser Strahlung handelt es sich um Teilchenstrahlung. Eine weitere Art von radioaktiver Strahlung ist die -Strahlung. Hierbei handelt es sich um hochenergetische elektromagnetische Strahlung. Weitere Beispiele von elektromagnetischer Strahlung, welche jedoch nicht Teil der radioaktiven Strahlung sind, sind das sichtbare Licht, UV-Licht oder Infrarot- Strahlung (=Wärmestrahlung). Die -Strahlung ist eine Begleiterscheinung von radioaktiven Zerfallsprozessen. Bei manchen Zerfallsprozessen entstehen die Tochternuklide in angeregten Zuständen. Geht nun ein solcher Kern in den energieärmsten Zustand über, so sendet dieser die überschüssige Energie in Form von -Strahlung aus. Man kann sich das wie folgt vorstellen: Wenn wir uns den Kern wie einen Wackelpudding vorstellen, wird dieser nach dem Ausschleudern von einem - oder - Teilchen wegen des Rückstosses zu schwingen (zu wackeln) beginnen. Durch aussenden von - Strahlung gibt der Kern diese Schwingungsenergie ab und komm so zur Ruhe, er befindet sich nun im energieärmsten Zustand dem Grundzustand. Abbildung 55 zeigt die Entstehung der -Strahlung als Begleiterscheinung eines -Zerfalls. Abbildung 55: -Strahlung ist eine Begleiterscheinung eines radioaktiven Zerfalls. Die Abbildung zeigt die Aussendung von -Strahlung als Begleiterscheinung des Zerfalls von 11 Na. Die Aussendung von -Strahlen ist kein radioaktiver Zerfallsprozess, da dabei keine Kernumwandlung erfolgt! Da sowohl im Universum als auch auf der Erde radioaktive Zerfallsprozesse stattfinden, sind alle Organismen auf der Erde einer natürlichen, sehr schwachen Radioaktivität ausgesetzt. Ja, selbst in unserem Körper ereignen sich radioaktive Zerfallsprozesse, so nehmen wir mit der Nahrung Kaliumionen auf die radioaktiv sind, da es vom Kalium zwei stabile Isotope (K-39, K-41) und ein zwar sehr langlebiges aber radioaktives isotop gibt (K-40). Eine weitere Quelle natürlicher Radioaktivität stellen die sogenannten natürlichen Zerfallsreihen dar. Diese haben ihren Ursprung in Thorium- und Uran-reiche Mineralien. Man unterscheidet zwischen drei natürlichen Zerfallsreihen, welche als Endglied ein stabiles Pb-Nuklid haben: a) Die Thorium-Reihe; 90Th 82Pb b) Die Uran-Actinium-Reihe; 92U 82Pb c) Die Uran-Radium-Reihe; 92U 82Pb Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 155 von 236

156 Die natürliche Zerfallsreihen stellen aufeinanderfolgende - und - -Zerfälle dar. Diese Zerfallsreihen sind auch der Ursprung für radioaktives Radon (siehe Abbildung 56), das sich in schlecht belüfteten Kellern von Häusern ansammelt, welche auf Böden gebaut sind, dessen Untergrund reich an Uranmineralien ist. Die Karte der Abbildung 57 zeigt die Radonbelastung in den einzelnen Gebieten der Schweiz. Abbildung 56: Radonbelastung von Wohnhäusern. Abbildung 57: Radonbelastung in der Schweiz. Aufgabe 147 Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 156 von 236

157 a) Erläutern Sie am Beispiel von Radium die Vorgänge bei der -Strahlung und tragen Sie anschliessend die fehlenden Angaben ein. ( Neutron, Proton).?? 88Ra???? Strahlung 226 b) Erläuteren Sie am Beispiel von Caesium die Vorgänge bei der -Strahlung und tragen Sie anschließend die fehlenden Angaben ein.? 55Cs??? Strahlung 134 Aufgabe Das Isotop K kann sowohl über einen - -Zerfall als auch einen + -Zerfall zerfallen. Formulieren Sie die jeweiligen Reaktionsgleichungen. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 157 von 236

158 Aufgabe 149 Das folgende Zerfallschema gehört zu einer natürlichen Zerfallsreihe. Ergänzen Sie das Schema um die Nuklidsymbole und um die jeweilige Zerfallsart. Aufgabe 150 Instabile Atomkerne zerfallen so lange unter Abgabe radioaktiver Strahlung, bis stabile Atomkerne entstanden sind. Ergänzen Sie die dargestellten Zerfallsprodukte in der verkürzten Zerfallsreihe des Urans 235. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 158 von 236

159 Wirkung und Messung von radioaktiver Strahlung Radioaktive Strahlung ist eine ionisierende Strahlung. Das bedeutet, dass die Strahlung so energiereich ist, dass beim Durchgang der Strahlung durch Materie Elektronen aus den Atomen des Materials herausgeschlagen werden und somit aus Atomen Ionen entstehen. Diese Art der Ionisation wird als Stossionisation bezeichnet. Aufgabe 151 Stellen Sie das Ne-Atom im Bohrmodell dar und zeigen Sie daran die Stossionisation durch ein - - Teilchen mittels einer Zeichnung und durch eine Reaktionsgleichung. Lässt man Radioaktive Strahlung durch ein elektrisches Feld passieren, so werden die elektrisch geladene Teilchen entsprechend abgelenkt, während die -Strahlung unbeeinflusst bleibt, da sie nicht elektrisch geladen ist (Abbildung 58 links). Beim Durchgang durch Materie werden die einzelnen Arten radioaktiver Strahlung unterschiedlich stark abgebremst und haben daher unterschiedliche Eindringtiefen. Die grossen -Teilchen werden bereits durch ein Blatt Papier absorbiert während die kleineren -Teilchen erst durch das dichtere Aluminium absorbiert werden. Die sehr energiereiche -Strahlung wird nur durch dickere Bleiplatten absorbiert. Abbildung 58 Links: Beim Durchgang radioaktiver Strahlung durch ein elektrisches Feld, werden nur die -, die - - und + - Teilchen abgelenkt. Rechts: Die Strahlung wird von den verschiedenen Materialien unterschiedlich stark beeinflusst. Je stärker die Beeinflussung durch das durchstrahlte Material ist, desto weniger durchdringend ist die Strahlung. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 159 von 236

160 Aufgabe 152 a) Ein Versuch gibt Aufschluss über die Art der Strahlung. Füllen Sie die Tabelle aus. Art der Strahlung -Strahlung -Strahlung -Strahlung Ladung Bestandteile b) Welche Art der -Strahlung ist in der Abbildung oben dargestellt? c) Zeichnen Sie in obige Abbildung die Ablenkung der + -Teilchen ein. d) Wo in der Abbildung 58 würden Sie die Goldfolie und den Leuchtschirm von Rutherford platzieren. Auf die ionisierende Wirkung der radioaktiven Strahlung basiert die Funktionsweise des Geiger- Müller-Zählrohr, die folgende Abbildung zeigt die Funktionsweise eines Geiger-Müller-Zählrohres. Die Strahlung tritt durch ein dünnwandiges Fenster in das Zählrohr ein, welches Argon-Gas enthält. Während ein + -, oder ein - -, oder ein -Teilchen oder ein - Strahl das Rohr durchquert, werden Elektronen aus den Argon-Atomen herausgeschlagen und Ar + -Ionen gebildet. In der Mitte des Rohres befindet sich ein Draht; zwischen diesem und der Rohrwand wird eine elektrische Spannung von1000 bis 1200V angelegt. Die Rohrwand dient als negative Elektrode und zieht die Ar + -Ionen an; der Draht wirkt als positive Elektrode und zieht die Elektronen an. Die Elektronen, die von der elektrischen Spannung beschleunigt werden, treffen weitere Argon-Atome und ionisieren sie. So entsteht eine Kaskade von Ionen, die einen kurzzeitigen Stromfluss zwischen Rohr und Draht bewirkt. Der Stromstoß wird verstärkt und mit einer Zählvorrichtung registriert oder mit einem Lautsprecher hörbar gemacht. Abbildung 59: Aufbau und Funktionsweise eines Geiger-Müller-Zählrohres. Quelle: Bild und Text aus Mortimer, CHEMIE, 10. Auf., Thieme 2012 Da die radioaktive Strahlung sehr energiereich ist, sollte man sich hohen Strahlenbelastungen möglichst nicht aussetzen. Zwei Möglichkeiten die Strahlenbelastung zu minimieren sind: 1) Minimierung der Expositionszeit, d.h.: man sollte sich so kurz wie möglich einer Strahlenbelastung aussetzen. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 160 von 236

161 2) Maximierung des Abstandes, d.h.: man sollte sich so weit weg wie möglich von der Strahlungsquelle aufhalten. Hier gilt das Quadratische Abstandsgesetz welches in Abbildung 60 erläutert wird. Abbildung 60: Das Quadratische Abstandsgesetz. Die Intensität der Strahlung nimmt mit dem Quadrat des Abstandes zur Strahlungsquelle ab. Wenn die Intensität der Strahlung im Abstand r 1 den Wert I 1 besitzt, so nimmt sie den Wert I 2 im Abstand r 2 an. es gilt: I r1 I2 r2 Wird Beispielweise der Abstand zur Quelle verdoppelt (r 2 = 2*r 1 ) so ist I 2 nur noch das 0.25 fache von I I1 r1 I2 2 r1 I1 4 I2 I2 I1 4 Quelle der Abbildung: Informationskreis Kernenergie; Martin Volkmer; Radioaktivität und Strahlenschutz. Aufgabe 153: Nehmen Sie an, dass im Abstand von 1m von der Strahlungsquelle die Intensität der Strahlung willkürlich gleich 100% gesetzt wird. a) Berechnen Sie nun für die, in der nebenstehenden Tabelle, angeführten Abständen r 2 die Intensität I 2. b) Tragen Sie I 2 gegen r 2 in untere Grafik auf und beschriften Sie die Achsen. c) Interpretieren Sie die Grafik. r 1 = 1 m r 2 [m] I 1 = 1 100% I 2 [%] Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 161 von 236

162 Über den folgenden Link: Können sie die Broschüre Radioaktivität und Strahlenschutz down-loaden. In Kapitel 6 dieser Broschüre erfahren Sie mehr über die biologische Wirkung von radioaktiver Strahlung und in Kap. 10 werden Sie über Strahlenschutzmassnahmen informiert. Aufgabe 154 Lesen Sie die Kap in der Broschüre Radioaktivität und Strahlenschutz durch und beantworten Sie folgende Fragen: a) Wie ist die Definition der Energiedosis und welche Einheit hat sie? b) Was versteht man unter der Organdosis? c) Welche Einheit hat die Organdosis? d) Fassen Sie den Inhalt der Abbildung in zwei bis drei Sätzen zusammen. Quelle der Abbildung: Informationskreis Kernenergie; Martin Volkmer; Radioaktivität und Strahlenschutz. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 162 von 236

163 7.2.2 Zeitlicher Ablauf des radioaktiven Zerfalls Ein Maß für die Zerfallsgeschwindigkeit ist die Halbwertszeit t 1/2, hierunter versteht man die Zeit, in der die Hälfte aller anfänglich vorhandenen radioaktiven Atome zerfallen ist. Radioaktive Elemente zerfallen unterschiedlich schnell. Man nennt die radioaktiven Atome Radionuklide. Nach Ablauf jeweils einer Halbwertszeit hat sich die Menge der radioaktiven Atome halbiert. Die folgende Abbildung veranschaulicht den zeitlichen Ablauf des radioaktiven Zerfalles. A B Abbildung 61: Veranschaulichung des zeitlichen Verlaufs des radioaktiven Zerfalls am Beispiel von 32 radioaktiven Atomen. Der Anschaulichkeit wegen wurden die zerfallenen und die noch nicht zerfallene Atome separat dargestellt. A: Nach jeweils einer Halbwertszeit sind noch 50% aller radioaktiven Atome vorhanden. B: Zeitliche Abnahme der Radionuklide und zeitliche Zunahme der Tochternuklide. Mathematisch lässt sich die Anzahl der noch nicht zerfallenen Atome mit folgender Gleichung beschreiben (siehe Abbildung 61): Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 163 von 236

164 t 0. t 1 / 2 N N0 5 Es bedeuten: N; Zahl der noch vorhandenen Atome (nicht zerfallene Atome) N 0 ; Anzahl der radioaktiven Atome vor Beginn der Messung t; Zeit t 1/2 ; Halbwertszeit bezeichnet man mit t 1/2 t x die verstrichenen Halbwertszeiten, so lässt sich obige Gleichung einfacher auch wie folgt schreiben: N= N X bzw. N%=100*0.5 X (1) N% bedeutet dabei: Prozent noch vorhandene Radionuklide. Setzt man beispielweise für x die Zahl 3 ein, bedeutet dies, dass schon 3mal eine Halbwertszeit vergangen ist und noch 12.5% nicht zerfallene Atome vorhanden sind. Aufgabe 155 Das Caesium 137 hat eine Halbwertszeit von 30 Jahren. a) Zeichnen Sie die Atome des Caesiums 137 und die Atome seiner Tochternuklide in die Säulen und schreiben Sie die Masse des noch vorhandenen Caesiums dazu. b) Fertigen Sie für den Zerfall ein Diagramm an, indem Sie die einzelnen Punkte durch eine Kurve verbinden. c) Was versteht man unter der Halbwertszeit? d) Berechnen Sie die Masse und die Anzahl Cs-Atome nach 110 und 200 Jahren. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 164 von 236

165 Aufgabe 156 Zeigen Sie, dass man Gl (1) auch als m= m X bzw. m%=100*0.5 X schreiben kann. m steht für Masse. Ein weiteres wichtiges Mass zur Beschreibung des zeitlichen Ablaufs des radioaktiven Zerfalls ist die Aktivität A. Die Aktivität wird wie folgt definiert: AnzahlKernzerfäl le N A Zeit t Die Einheit der Aktivität ist: Zerfälle / Sekunde = s -1 und wird mit Bq (Becquerel. Die Einheit ist nach dem französischen Physiker Antoine Henri Becquerel benannt, der 1903 gemeinsam mit Pierre und Marie Curie den Nobelpreis für die Entdeckung der Radioaktivität erhielt) abgekürzt. Die auf die Masseneinheit des radioaktiven Stoffes bezogene Aktivität wird als spezifische Aktivität bezeichnet. Sie wird Beispielweise mit Bq/Kg oder Bq/g angegeben. Aufgabe 157 Geben Sie für folgende Strahler die Aktivität an. Aufgabe 158 Die spezifische Aktivität von Uran 235 beträgt 2, Bq/kg. Welche Bedeutung hat diese Angabe? Wie viele mg U-235 Atome zerfallen in einer Sekunde? Aufgabe 159 Vergleichen Sie die folgenden Angaben über die Belastung zweier verschiedener Milchproben mit radioaktivem lod. Welche Milchprobe ist stärker belastet? Begründen Sie! Probe A: 2 Liter Milch zeigten eine Belastung von 10 Bq. Probe B: 6 Liter Milch zeigten eine Belastung von 12 Bq. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 165 von 236

166 Zwischen der Aktivität und der Halbwertszeit besteht folgende wichtige Beziehung: A k N N t Es bedeuten: N: Zahl der vorhandenen Radionuklide k: Zerfallskonstante. t 1/2 ; Halbwertszeit Demnach ist die Aktivität eines radioaktiven Präparates von der Anzahl vorhandener radioaktiver Nuklide abhängig. Da die Zahl der Radionuklide infolge des radioaktiven Zerfalls abnimmt, nimmt die Aktivität des Präparates ebenfalls ab. Die Aktivität gibt die momentane (die aktuelle) Zerfallsgeschwindigkeit an. 1/2 Aufgabe 160 Drücken Sie die Aktivität A N durch die Masse in g des radioaktiven Stoffes aus. t 1/2 Aufgabe 161 H-3 (M= g/mol) zerfällt nach einem - -Zerfall mit einer Halbwertszeit von 12.3 a. a) Formulieren Sie die Reaktionsgleichung für den Zerfall. b) Berechnen Sie die Aktivität einer 1 g Probe. Aufgabe C (M = g/mol) zerfällt zu N-14. Die Aktivität einer 1 g Probe beträgt 1.7*10 11 Bq. a) Formulieren Sie die Reaktionsgleichung für den Zerfall. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 166 von 236

167 Fortsetzung Aufgabe 162 b) Berechnen Sie die Halbwertszeit in s und a. Aufgabe 163 C-15 (M= g/mol) zerfällt nach einem - -Zerfall mit einer Halbwertszeit von 2.45 s. a) Formulieren Sie die Reaktionsgleichung für den Zerfall. b) Berechnen Sie die Aktivität einer 1 g Probe. Aufgabe C (M = g/mol) zerfällt zu B-11. Die Aktivität einer 0.25 g Probe beträgt 7.77*10 18 Bq. a) Formulieren Sie die Reaktionsgleichung für den Zerfall. b) Berechnen Sie die Halbwertszeit in s und Min. Aufgabe 165 Radioaktive Strahlung kann mit dem Geiger-Müller-Zählrohr nachgewiesen werden. Beschreiben Sie kurz seine Funktionsweise. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 167 von 236

168 Aufgabe 166 Von einer 89 Sr-Probe (M = g/mol) wurde der Sr- Gehalt zeitabhängig gemessen. Es ergab sich die nebenstehende Grafik. a) Sr-89 zerfällt nach einem - - Zerfall. Formulieren Sie die Reaktionsgleichung für den Zerfall. b) Bestimmen Sie die Halbwertszeit. c) Berechnen Sie gemäss folgender Tabelle die Aktivität der Probe zu verschiedenen Zeitpunkten und tragen Sie die Werte grafisch auf. Zeit 0 1*t 1/2 2*t 1/2 3*t 1/2 4*t 1/2 N% A A 0 Aufgabe 167 Zwei verschiedene radioaktive Stoffe werden nacheinander in gleichen Abständen vor das Fenster es Zählrohrs gestellt und die Impulse pro Minute gemessen. a) Welche Probe ist stärker radioaktiv? b) Geben Sie die Messwerte in Bq an. c) Was sagen die Zahlenwerte über die Vorgänge im inneren der Probe aus? d) Geben Sie die Aktivitäten für den Fall an, dass der Abstand des Zählrohrs zur Probe verdreifacht wird. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 168 von 236

169 7.3 Kernumwandlungsreaktion und die Synthese künstlicher Elemente Ein grösseres Ausgangsnuklid wird mit einem kleineren Geschossteilchen (z.b.: -Teilchen, Neutronen, kleinere Nuklide) beschossen. Das Geschoss bleibt zunächst im Kern des Ausgangsnuklids stecken, es bildet sich ein Zwischennuklid, welches jedoch fast augenblicklich unter Emission von Teilchen in das Produktnuklid übergeht. Bei Kernumwandlungsreaktionen ändert sich die Gesamtzahl der Protonen und Neutronen nicht. Beispiel: Dieser Vorgang kann mit einer Kurzschreibweise von folgendem Muster beschrieben werden: Ausgangsnuklid (Geschoss, emittiertes Teilchen) Produktnuklid Al ( 0n, ) Na Die vollständige Reaktionsgleichung für den gesamten Vorgang lautet: Al 0n Aufgabe Na Geben Sie für folgende Kernumwandlungsreaktionen die Kurzschreibweise an: Cu 6C 35Br 3n Be 1H 5B n Aufgabe 169 Vervollständigen Sie folgende Gleichungen: 35 1 A 75 2 A 17Cl( 0n, ) Z? 33 As ( 1H,2n) Z? A 13 A 1 13 Z?(,n) 7N Z?( 1H, ) 7N A Z? 1 1 H 96 43? n A Z? ? 1 1 H 1 A 83Bi 1H Z? 209 8n A 55Cs Z? 133 4n Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 169 von 236

170 8 Was hält Atom- und Ionenverbände zusammen? Die chemische Bindung Die chemische Bindung beschreibt, was die Atome bzw. Ionen in den Atom- bzw. Ionenverbänden zusammenhält. Die Beschreibung der chemischen Bindung basiert auf Bindungsmodellen. Ziel der Bindungsmodelle ist es, die beobachteten chemischen Formeln und Strukturen von Atomverbänden (Moleküle, Atomkristalle und Ionenkristalle) zu erklären. Hierbei versucht man ausgehend von der Elektronenkonfiguration der isolierten Atome die Struktur der Atomverbände zu beschreiben. Wir stellen uns dabei vor, dass die Atomverbände aus der Vereinigung isolierter Atome entstehen. Hierbei handelt es sich um eine reine Abstraktion. Dieser Vorgang findet nicht real statt, sondern entspringt unserer Vorstellung. Dieses rein geistige Bild, ist jedoch sehr wertvoll und nützlich. Alle realen chemischen Prozesse jedoch laufen auf der Ebene der Atomverbände ab. Verbindungen entstehen in chemischen Reaktionen, dabei findet eine Umgruppierung der Atome, der Edukt- Atomverbände, zu den Atomverbänden der Produkte statt. Abbildung 1: Um die Verknüpfung der Atome in den Atomverbänden zu verstehen, nehmen wir modellhaft an, dass die Atomverbände aus der Rekombination freier Atome entstehen bzw. sich bilden. Der Aufbau der Atomverbände lässt sich mithilfe von drei Bindungsmodellen bzw. Bindungskonzepten verstehen, es sind folgende: 1: Das Modell der Elektronenpaarbindung (diese wirkt in Molekülen und Atomkristallen) 2: Das Modell der Ionenbindung (diese wirkt in Ionenkristallen) 3: Das Modell der metallischen Bindung (diese wirkt in Metallkristallen). Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 170 von 236

171 8.1 Das Konzept der Elektronenpaarbindung Das Modell der Elektronenpaarbindung kann hauptsächlich auf den amerikanischen Physikochemiker G. N. Lewis ( ) zurückgeführt werden. G. N. Lewis ( ) Bedeutendste Veröffentlichung: The Atom and the molecule In dieser Arbeit finden sich erstmalig symbolische Darstellungen der Valenzelektronenkonfiguration der Atome der Hauptgruppenelemente. Quelle des Photos: Wir wollen hier anhand dieses Konzeptes die Lewis-Atomsymbole einführen. Diese geben die Elektronenkonfiguration der Hauptgruppenelemente an, so wie sie zur Beschreibung der Verknüpfung der Atome in den Atomverbänden am besten geeignet sind Elektronenpaarbindung Gemäss der Hypothese von Lewis vereinigen sich Atome unter Bildung von gemeinsamen Elektronenpaaren zu Moleküle oder Atomkristalle. Über diese gemeinsamen Elektronenpaare werden je zwei Atome im Atomverband zusammengehalten. Man sagt dann, dass zwischen den Atomen eine Bindung herrscht. Die Elektronenpaarbindung wird auch als kovalente Bindung bezeichnet. Zwischen zwei Atome in einem Atomverband (Molekül, Atomkristall) können sich eine (Einfachbindung) zwei (Zweifachbindung) oder drei (Dreifachbindung) kovalente Bindungen ausbilden. Da die Elektronen der Elektronenpaarbindung beiden Atomen gemeinsam sind, erhöht sich mit jeder Elektronenpaarbindung, die ein Atom eingeht, die Zahl der Elektronen in der Valenzschale um eins. Auf diese Weise können Atome mit unvollständig gefüllten Valenzschalen die Valenzschale auffüllen. Abbildung 62 verdeutlicht das Prinzip der Elektronenpaarbindung am Beispiel des H 2 -Moleküls. a) H H Bildung der Elektronenpaarbindung durch Paarung der nicht gepaarten Elektronen der Wasserstoffatome H H Freie H-Atome Symbolisiert das gemeinsame Bindungselektronenpaar Gebundene H-Atome im H 2 -Molekül. b) Durch Bildung des gemeinsamen Bindungselektronenpaares, füllt jedes H-Atom im H 2 -Molekül seine Valenzschale auf. Die K-Schale ist somit voll. Die H-Atome haben somit im H 2 -Molekül formal die Valenzelektronenkonfiguration des He-Atoms erlangt. Abbildung 62: Veranschaulichung der Elektronenpaarbindung am Beispiel des H 2 -Moleküls. H H Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 171 von 236

172 Da, gemäss Abbildung 62, das Wasserstoffatom durch Bildung von nur einer Bindung bereits seine Valenzschale auffüllt, kann das Wasserstoffatom in Verbindungen nicht mehr als eine Elektronenpaarbindung eingehen. Oder anders ausgedrückt, das H-Atom verfügt nur über ein Elektron, das es zur Bindungsbildung beisteuern kann! Die Elektronenpaarbindung beruht auf Coulomb-Anziehungskräften zwischen den Kernen und den Elektronen in einem Molekül Elektronenpaare ebenso wie einzelne Elektronen halten sich in Atomen bzw. Molekülen in Orbitalen (Elektronenwolken) auf. Ein Orbital kann man sich als ein Raumgebiet vorstellen, in dem das Elektron bzw. das Elektronenpaar mit einer bestimmten Wahrscheinlichkeit angetroffen werden kann. Ein bindendes Elektronenpaar, eine Bindung, entsteht, wenn zwei Atomorbitale zu einem Molekülorbital verschmelzen, welches sich über beide Atomrümpfe erstreckt. Dieses Molekülorbital (molekulare Elektronenwolke) stellt das bindende Elektronenpaar dar (-> Abbildung 63). Abbildung 63: Entstehung der Elektronenpaarbindung am Beispiel des H 2 -Moleküls durch Verschmelzung zweier mit je einem Elektron besetzten Atomorbitalen zu einem Molekülorbital. Das Molekülorbital erstreckt sich über beide Atomrümpfe, dadurch wird das bindende Elektronenpaar von beiden Kernen angezogen. Abbildung 64: Die Vereinigung isolierter Atome zu Molekülen ist ein exothermer Vorgang. Berechneter Verlauf der Gesamtenergie und Kräfteverhältnisse bei der Bildung einer Bindung. Betrachtet man die Energie- und Kräfteverhältnisse bei der Bildung einer Bindung, so wird sofort verständlich, weshalb Moleküle bzw. Atomkristalle nicht in die isolierten Atome zerfallen. Es ist die Elektronenpaarbindung zwischen den Atomen die dieses verhindert. Wie man aus Abbildung 64 b Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 172 von 236

173 ersieht, ist der Energieinhalt gebundener Atome geringer als der Energieinhalt der isolierten Atome. Für das Erreichen eines Energieminimums bei der Bindungsbildung sind folgende Faktoren verantwortlich: Im Molekül halten sich die Elektronen bevorzugt zwischen den Kernen auf, da sie dort die stärkste Anziehung durch die Kerne erfahren. Dadurch nimmt die Energie der Elektronen ab und zusätzlich wird die Abstossung der Kerne kompensiert. Die elektrostatische Kraft zwischen den geladenen Teilchen ist in der Summe anziehend. Die Valenzelektronen haben in den Molekülen eine niedrigere Energie als in den Atomen, weil sie sich im Molekül über ein grösseres Raumgebiet erstrecken können. Dieses merkwürdige Verhalten der Elektronen ist eine unmittelbare Folge des Wellencharakters das Elektronen in Atome und Moleküle zeigen. Abbildung 64 zeigt weiter, dass die stabilste Anordnung der Atome in einem Molekül durch ein Energieminimum und einem bestimmten Kernabstand gegeben ist. Kommen sich die Atome noch näher, so steigt die Energie wieder an, weil nun die Abstossung der Kerne stark zunimmt (Abbildung 64 c). Anhand der Abbildung 64 lassen sich weiter zwei wichtige Grössen definieren: die Bindungsenergie und die Bindungslänge. Als Bindungsenergie bezeichnet man die Energie, die erforderlich ist, um die gebundenen Atome voneinander zu trennen, also die Energie, die zum Aufbrechen der Elektronenpaarbindung notwendig ist. Als Bindungslänge bezeichnet man den Abstand zwischen den Atomkernen zweier über eine Elektronenpaarbindung gebundenen Atome. Je mehr Bindungen zwischen zwei Atomen gebildet werden, desto kürzer ist die Bindungslänge. So ist die Bindungslänge einer Dreifachbindung kürzer als die einer Zweifachbindung und diese ist wiederum kürzer als eine Einfachbindung. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 173 von 236

174 Aufgabe 170 Betrachten Sie folgende Abbildung und beantworten Sie die Fragen. a) Beschriften Sie die Achsen der Grafik. Die Einheit der Energie ist kj/mol und die Einheit der Länge ist pm. b) Lesen Sie aus der Grafik die Bindungslänge in pm und die Bindungsenergie in kj/mol ab. c) Beschreiben Sie anhand obiger Abbildung die Vereinigung zweier isolierter Atome zu einem Molekül. d) Zeichnen Sie das Energiediagramm für die Bildung von H 2 -Molekülen aus den isolierten H-Atomen. Ist die Bindungsbildung exotherm oder endotherm? Begründen Sie Ihre Antwort. e) Interpretieren Sie die Bindungsenergie in der Einheit kj/mol. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 174 von 236

175 f) Für welche der drei gezeigten Kernabständen a, b und c: i: überwiegt die Kernabstossung? ii: Ist die anziehende Kraft zwischen den Elektronen und den Kernen grösser als die gegenseitige Abstossung der Elektronen und die gegenseitige Abstossung der Kerne? g) Stellen Sie das H 2 -Molekül zeichnerisch im Schalenmodell von Bohr dar. i) Stellen Sie das F 2 -Molekül zeichnerisch im Schalenmodell von Bohr dar. Aufgabe 171 Nebenstehende Abbildung zeigt die Energie- Abstandskurven (Auch Morse-Funktionen genannt) für die zweiatomigen Moleküle H 2, HF und F 2. a) Beschriften Sie die Achsen. b) In welchem Molekül herrscht die stärkste Bindung? c) Welches Molekül kann mit dem geringsten Energieaufwand in die Atome gespalten werden? d) In welchem Molekül ist die Bindungslänge am kürzesten? e) Stellen Sie das HF-Molekül zeichnerisch im Schalenmodell von Bohr dar. f) Zeichnen Sie das HF-Molekül unter Berücksichtigung aller Elektronenpaare. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 175 von 236

176 Die Lewis-Atomsymbole Um die Lewis-Atomsymbole für die Atome der Hauptgruppenelemente abzuleiten, betrachten wir die chemischen Formeln der Wasserstoffverbindungen der Elemente der zweiten Periode. I II III IV V VI VII VIII LiH BeH 2 BH 3 CH 4 NH 3 OH 2 FH NeH 0 Da das Wasserstoffatom über nur ein Valenzelektron verfügt und somit nur an eine Elektronpaarbindung beteiligt sein kann, lässt sich schliessen, dass die Zahl der H-Atome in den angegeben chemischen Formeln der Zahl Elektronenpaarbindungen und somit der Anzahl nicht gepaarter Elektronen des jeweiligen Atoms entspricht. Diese Elektronen zeichnen wir als Punkte an das jeweilige Elementsymbol. Die übrigen Valenzelektronen werden als Elektronenpaare in Form von Strichen an das Elementsymbol gezeichnet. Somit ergeben sich folgende Lewis-Atomsymbole für die Valenzelektronenkonfiguration der Hauptgruppenelemente: I II III IV V VI VII VIII Li 2+ Be B C N O F Ne Die Lewis-Atomsymbole repräsentieren die Valenzelektronenkonfiguration der isolierten Atome, so wie sie sich aus den chemischen Formeln einer Vielzahl von Verbindungen erschliessen lassen, wenn man das Konzept der Elektronenpaarbindung und das Konzept der Ionenbindung zugrunde legt. Die Lewis-Atomsymbole sind zum Zwecke der Bindungsbeschreibung die einfachsten und elegantesten Repräsentationen der Valenzelektronenkonfiguration der freien Atome der Hauptgruppenelemente. Wir können die Lewis-Atomsymbole quasi als die Legobausteine der Chemie betrachten. Den chemischen Formeln kann entnommen werden, welche Atome in dem Atomverband miteinander verbunden sind. Mithilfe der Lewis-Atomsymbole und der Oktettregel kann abgeleitet werden, wie die Atome in einem Atomverband miteinander verknüpft sein können. Die chemische Formel, aus der die Verknüpfung der Atome ersichtlich ist, wird Lewis-Formel oder Strukturformel genannt Die Oktettregel Wenn sich isolierte Atome zu Atomverbänden bzw. Ionenverbänden vereinigen, a) geben die Atome entweder Elektronen ab, oder nehmen Elektronen auf (-> Ionenbildung) b) oder teilen sich Elektronen (-> Elektronenpaarbindung), sodass sie im Atomverband eine Valenzschale mit acht (Regelfall) oder zwei Elektronen, also formal eine Edelgaskonfiguration, erlangen. Beachten Sie, dass es auch Ausnahmen von dieser Regel gibt. Die Oktettregel stellt somit die Bauanleitung für die Verknüpfung der Atome (symbolisiert durch die Lewis-Atomsymbole) zu Molekülen (symbolisiert durch die Lewis-Formeln) dar. Die Oktettregel ist nicht ein allgemeingültiges Gesetz. Es fasst lediglich in einfacher und kompakter Form das aus der Erfahrung abgeleitete Bauprinzip vieler Moleküle (und Atomkristallen) zusammen. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 176 von 236

177 + Aufgabe 172 Worin unterscheiden sich das Lewis-Atomsymbol des C-Atoms von der Valenzelektronenkonfiguration 2s 2 2p 2 des C-Atoms? Aufgabe 173 Tragen Sie in das folgende verkürzte Periodensystem die Lewis-Symbole der entsprechenden Elemente ein. Malen Sie die Felder für die Metalle blau, die der Nichtmetalle grün und die der Halbmetalle gelb aus. I II III IV V VI VII VIII Li 8.2 Die chemische Bindung in Molekülen und Atomkristallen Die Reaktion von Nichtmetallen mit Nichtmetallen, Nichtmetallen mit Halbmetallen oder Halbmetallen mit Halbmetallen führt zu Atomverbänden (Moleküle bzw. Atomkristalle) in denen die Atome über Elektronenpaarbindungen (Atombindungen) miteinander verknüpft sind. Im Folgenden werden wir lernen, wie man die Lewis-Atomsymbole (unsere Legobausteine ) der Nicht- und Halbmetalle über Elektronenpaarbindungen unter Beachtung der Oktettregel zu Molekülen und Atomkristallen zusammenfügt. Merke Für die Bildung von Molekülen und Atomkristallen in denen die Atome über Elektronenpaarbindungen verbunden sind, lautet die Oktettregel wie folgt: Mit der Ausnahme von H gilt für jedes gebundene Atom 2*(Zahl Elektronenpaarbindungen + Zahl der freien Elektronenpaare) = 8. oder was gleichbedeutend ist Zahl Elektronenpaarbindungen + Zahl der freien Elektronenpaare = 4 Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 177 von 236

178 Beispiel: Verknüpfung des H- und Br-Atoms im HBr-Molekül. Bindungselektronenpaar (Bindendes Elektronenpaar) Freie bzw. nicht bindende Elektronenpaare H Br Bildung der Elektronenpaarbindung durch Paarung der nicht gepaarten. H Br Oktettregel: 2*(1+3) = 8 Lewis-Atomsymbole der freien Atome. "Duettregel": 2*(1) = 2 Lewis-Formel des HBr-Moleküls. Viele Lewis-Formeln lassen sich einfach dadurch formulieren, indem man die nicht gepaarten Elektronen der Lewis-Atomsymbole zweier Atome zu Elektronenpaare vereinigt. Tip I: Wie gelange ich von der Molekülformel zur Lewis-Formel? i) Zerlege gedanklich die Molekülformel in die einzelnen isolierten Atome ii) Stelle die isolierten Atome durch Lewis-Atomsymbole dar. iii) Verbinde die Lewis-Atomsymbole über die nicht gepaarten Elektronen unter Bildung gemeinsamer Elektronenpaare gemäss der Oktettregel miteinander. Merke: Jedes Atom, welches die Oktettregel erfüllt, muss von vier Elektronenpaaren umgeben sein. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 178 von 236

179 Aufgabe 174 Vervollständigen Sie die Tabelle und kennzeichnen Sie die zu einem Atom gehörenden Elektronenpaare in der Lewis-Formel durch einen Kreis. Name Molekülformel Fluorwasserstoff HF Methan CH4 Einzelne Atome Lewis-Formel Atom Elektronenpaare pro Atom freie bindende Summe H F C H Sauerstoff O2 Schwefelwasserstoff H2S Phosphortrichlorid PCl3 O S H P Cl Schwefelkohlenstoff CS2 Brom Br2 Trifluormethan HCF3 C S Br H C F Wasserstoffperoxid H2O2 Ethin C2H2 Hydrazin N2H4 Ammoniak NH 3 Methanol CH3OH Methanal CH 2O Ameisensäure H 2CO 2 H O C H N H N H C H O C H O C H O Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 179 von 236

180 Das Konzept der Elektronenpaarbindung zusammen mit der Oktettregel erlaubt es, Aussagen über die Verknüpfung der Atome in einem Molekül zu machen. Während die Molekülformel lediglich die elementare Zusammensetzung eines Moleküls bzw. einer Verbindung angibt, kann der Lewis-Formel (auch Strukturformel genannt) unmittelbar die Verknüpfung der Atome im Molekül entnommen werden. Die Strukturformel eines Moleküls enthält also sowohl Information über die elementare Zusammensetzung als auch Information über die Struktur des Moleküls. So kann man zur Molekülformel C 4 H 8 gemäss der Oktettregel vier verschiedene Verknüpfungen der Atome, also vier verschiedene Lewis-Formeln, formulieren. Diese sind in Abbildung 65 dargestellt. Moleküle mit der gleichen Molekülformel aber unterschiedlicher Lewis-Formel bezeichnet man als Konstitutionsisomere. Diese Tatsache sollte uns davor warnen, die Oktettregel zu weit zu treiben. Die Oktettregel ist kein Instrument zur Voraussage von Reaktionsprodukten! Die Oktettregel gestattet lediglich ausgehend von der Molekülformel mögliche Strukturformeln zu formulieren. Welche Strukturformeln tatsächlich realisiert werden, kann nur über das Experiment, also über die Erfahrung, bestimmt werden. H H H C C H H C C H H H H H H H C C C C H H H H H H C C H H C C H H H H H H C H C H C H H C H H Abbildung 65: Für alle vier Lewis-Formeln ist die Molekülformel C 4 H 8. Aufgabe 175 Zeigen Sie, dass in allen Lewis-Formeln der Abbildung 65 alle C-Atome die Oktettregel und alle H- Atome die Duettregel erfüllen. Aufgabe 176 Schlagen Sie für die chemische Formel H 2 SO 2 mögliche Lewis-Formeln vor Die polare Elektronenpaarbindung Wir haben als herausragendes Merkmal der Elektronenpaarbindung die Bildung eines gemeinsamen bindenden Elektronenpaares kennengelernt. Wenn zwischen den Atomen in einem Molekül eine Elektronegativitätsdifferenz EN von 0 besteht, ist das bindende Elektronenpaar gleichmässig zwischen beiden Atomen verteilt. Man spricht in diesem Fall von einer nicht bzw. unpolaren Elektronenpaarbindung. Ist die Elektronegativitätsdifferenz hingegen grösser als 0, so beansprucht das elektronegativere Atom das bindende Elektronenpaar im stärkeren Masse, d.h. das elektronegativere Atom zieht das bindende Elektronenpaar stärker zu sich. In diesem Fall liegt eine polare Elektronenpaarbindung vor. Das bindende Elektronenpaar ist dann in Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 180 von 236

181 Richtung des elektronegativeren Elementes verzerrt. Die Bindungselektronen befinden sich dann eher in der Region des elektronegativeren Elementes. Somit erhält das elektronegativere Atom eine negative Teilladung ( - ) und das Atom mit der kleineren Elektronegativität erhält eine entsprechende positive Teilladung ( + ). Die folgende Abbildung veranschaulicht die Situation. Aufgabe 177 Betrachten Sie folgende Abbildungen und beantworten Sie die Fragen. Elektronegativitätsskala nach PAULING Elektronegativitätswerte von Atomen der Hauptgruppenelemente a) Welches Atom weist den höchsten Elektronegativitätswert auf? b) Vergleichen Sie die Elektronegativitätswerte der Atome der 7. Hauptgruppe und die der 2. Periode untereinander. Formulieren Sie zu den erkennbaren Veränderungen zwei Merksätze. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 181 von 236

182 Aufgabe 178 Ergänzen Sie die nachfolgenden Sätze um folgende Begriffe: zunimmt, zu, Oben,links, Gruppe,rechts, abnehmendem, stärker, unten, Elektronegativität Die Fähigkeit eines Atoms, Bindungselektronen anzuziehen, hängt von der Rumpfladung und dem Atomradius ab. Innerhalb einer Periode nimmt daher die.. von nach zu, weil in derselben Richtung die Rumpfladung Mit. Atomradius wird die Anziehung zwischen dem Atomrumpf und den Valenzelektronen und damit auch die Anziehung zwischen dem Atomrumpf und den Bindungselektronen. Innerhalb einer.. nimmt daher die Elektronegativität von nach.. d) Tragen Sie die Elektronegativitätswerte unter die Symbole der Atome in der Tabelle ein. Ergänzen Sie auch die Zeichen δ - bzw. δ + zur Kennzeichnung der negativen bzw. positiven Teilladung der Bindung. Ermitteln Sie die Differenzen der Elektronegativitätswerte und ordnen Sie die Bindungen nach steigender Polarität. Bindung O H C H F H N H Elektronegativitätswerte Teilladungen Elektronegativitätsdifferenz Reihenfolge Polarität der Bindungen nimmt zu e) Ordnen Sie den Atomen in den Lewis-Formeln von Aufgabe 174 die entsprechenden Symbole δ - bzw. δ + der Teilladungen zu. Aufgabe 179 Zeichnen Sie die Lewis-Formeln folgender Moleküle: N 2, S 2, S 8, I 2, H 2 O und H 2 CO 3. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 182 von 236

183 Kompliziertere Lewisformeln Es gibt etwas kompliziertere Fälle, bei denen zur Formulierung der Lewis-Formeln zusätzlich zu den nicht gepaarten Elektronen auch die Elektronenpaare des Lewis-Atomsymbols zur Bindungsbildung herangezogen werden müssen. Bei Befolgung der Oktettregel ergibt sich, dass die maximale Zahl von Atomen, die ein Atom direkt an sich binden kann, vier beträgt. In diesem Fall kann das betreffende Atom über keine freien Elektronenpaare mehr verfügen Das Konzept der Formalladung Die Formalladung von Atomen in Molekülen folgt aus einem Zählverfahren der Elektronen in einem Molekül. Die Bestimmung der Formalladung ist aus folgenden Gründen sehr nützlich: a) Mit der Formalladung lässt sich überprüfen, ob eine gegebene Lewis-Formel richtig formuliert ist oder nicht. b) Mittels der Formalladung lässt sich bestimmen, wie viele Elektronen ein Atom zur Bindungsbildung beigesteuert hat. c) Die Summe aller Formalladungen in einem Molekül muss der Ladung des Moleküls entsprechen. Die Formalladung kann wie folgt bestimmt werden: Bestimmung der Formalladung: i) Teile die Bindungselektronen gleichmässig zwischen den gebundenen Atomen auf. Pro getätigte Bindung erhält jedes Atom 1 Elektron zugeschrieben. ii) Zähle die Elektronen für das Atom, für welches die Formalladung bestimmt werden soll. iii) Subtrahiere die in ii) ermittelte Zahl der Elektronen am Atom von der Anzahl der Valenzelektronen. Das Ergebnis entspricht der Formalladung des Atoms. iv) Wiederhole die Schritte ii) und iii) bis für alle Atome im Molekül die Formalladungen bestimmt wurden. Beispiel: Für die folgende Molekülformel HClO 2 mit der angegebenen Lewis-Formel sollen die Formalladungen bestimmt werden O Cl Ergebnis: - O O + Cl i ii iii H Cl + O H O O H Cl + 7 O 6 O = +1 H Cl + O O H 6-7= = 0 1-1= 0 Beachten Sie, dass die Summe der Formalladung null ist, weil in der chemischen Formel ebenfalls keine Ladung angegeben ist. Beachten Sie weiter, dass wenn ein Teilchen geladen ist, es sich um das Anion oder Kation eines Salzes handeln muss. Anionen oder Kationen existieren niemals ohne das dazugehörige Gegenion! Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 183 von 236

184 Die Formalladung kann als die Zahl der Elektronen verstanden werden, die bei der Bindungsbildung formal vollständig an den Bindungspartner abgegeben oder aufgenommen werden. Aufgabe 180 Ergänzen Sie die folgenden Lewis-Formeln wo nötig um die fehlenden freien Elektronenpaare, sodass jedes Atom die Oktettregel erfüllt. Bestimmen Sie dann die Formalladungen aller Atome ebenso wie die Ladung jedes Moleküls. H H + N H H H N H H O O N + O O N O O N O H H O H O H S H O + S O O S O O O Cl O O O C O Eine moderne Definition der Bindigkeit Mit Hilfe der Formalladungen kann bestimmt werden, wie viele Valenzelektronen ein Atom zur Bindungsbildung beisteuert. In der modernen Bindungstheorie bezeichnet man als die Valenz (Bindigkeit) eines Atoms in einem Molekül die Anzahl der Elektronen, welche das Atom zur Bindungsbildung beisteuert. Es stellt sich dabei heraus, dass die maximale Bindigkeit eines Atoms seiner Gruppennummer entspricht, was bedeutet, dass das Atom alle seine Valenzelektronen zur Bindungsbildung beisteuern kann. Die Valenz kann ganz einfach aus der Lewis-Formel gemäss folgender Rechenvorschrift abgeleitet werden. Valenz (Bindigkeit) gibt die Zahl der Elektronen an, die ein Atom zur Bindungsbildung beisteuert. Valenz = Zahl der Elektronenpaarbindungen + Formalladung am Atom Beispiele: 1: Die Valenz (Bindigkeit) des Sauerstoffatoms im H 2 O-Molekül ist 2: Valenz = = 2 H O H 2: Die Valenz des Schwefelatoms im SO 2 -Molekül ist 4: Valenz = 3+1 = 4 Das bedeutet, dass das S-Atom von seinen 6-Valenzelektronen 4 zur Bindung der O-Atome beigesteuert hat. O + S + - O Die Alte Definition der Bindigkeit beruht auf die Zahl der H-Atome die ein Atom an sich binden kann. Diese Zahl entspricht der Zahl der Punkte im Lewis-Atomsymbol. Die moderne Definition der Bindigkeit lehrt uns nun zwei sehr wichtige Punkte: 1: Die Bindigkeit eines Atoms in einem Molekül hängt von den Bindungspartnern ab 2: Die Maximale Bindigkeit eines Atoms entspricht der Gruppennummer. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 184 von 236

185 + Aufgabe 181 Bestimmen Sie für die N-, S-,C- und Cl-Atome in den folgenden Moleküle bzw. mehratomigen Ionen (Molekülionen) die Valenz. H H + + N H O O H H N H - N + N O + O - O - H O N O H NH 4 + NH 3 NO 3 - NO 2 - HNO 2 H S H H O - O 2+ S O - O H Cl H - O O O Cl O C - O O - O H H 2 S H 2 SO 4 HCl HClO 4 CO Systematische Formulierung von Lewis-Formeln Um die Oktettregel sinnvoll auch für kompliziertere Fälle anwenden zu können, müssen noch folgende experimentelle Tatsachen beachtet werden. Die überwiegende Zahl kleiner Moleküle ist nach folgendem Bauprinzip aufgebaut: i) Ein Zentralatom, das ist das grösste und/oder das Atom mit der geringsten Elektronegativität, bindet über Elektronenpaarbindungen weitere Atome an sich. ii) Die Wasserstoffatome befinden sich immer an der Peripherie des Moleküls. iii) In kleinen Molekülen die Kohlenstoffatome enthalten, sind die Kohlenstoffatome die Zentralatome. iv) Sauerstoffatome sind niemals Zentralatome, es sei denn, es gibt keine andere Möglichkeit. v) Die Bildung polarer Bindungen ( EN >0) ist der Bildung von unpolaren Bindungen ( EN =0) vorzuziehen. Mit diesem Wissen im Hintergrund müssen lediglich noch die Zahl der Bindungselektronenpaare ermittelt werden, über die alle Atome miteinander verknüpft sind. Hierzu ermittelt man i) den Gesamtelektronenbedarf GEB. GEB entspricht der maximalen Zahl von Elektronen die benötigt werden, damit jedes Atom für sich allein genommen die Oktettregel (für H die Duettregel) erfüllt, ii) die Summe aller Valenzelektronen VE und schliesslich iii) die Zahl der Bindungselektronenpaare b, ergibt sich als: b =(GEB-VE)/2 Die folgende Tabelle zeigt dies am Beispiel des Moleküls HNO 3. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 185 von 236

186 H N 3 O Elektronen Elektronenpaare GEB 2 8 3*8 34 /2 17 VE /2 12 Anzahl Bindungen: b = (GEB-VE)/2 5 Anzahl freie EP: (VE/2)-b 7 Tip II: Wie gelange ich von der Molekülformel zur Lewis-Formel? Allgemeine Vorgehensweise i) Bestimme das Zentralatom ii) Bestimme die Zahl der Bindungselektronenpaare. iii) Verbinde die Atome mit den in ii) ermittelten Bindungselektronenpaare zu einem Molekül, wobei polare Bindungen unpolaren Bindungen vorzuziehen sind. iv) Verteile die freien Elektronenpaare so, dass jedes Atom die Oktettregel erfüllt (siehe Tip I). v) Bestimme die Formalladungen und damit die Ladung des Moleküls. Beispiel: Bestimmen Sie die Lewis-Formel für HNO 3. i) N ist das Zentralatom, weil es von den infrage kommenden Atomen dasjenige mit der geringsten Elektronegativität ist. ii) H N 3 O Elektronen Elektronenpaare GEB 2 8 3*8 34 /2 17 VE /2 12 Anzahl Bindungen: b = (GEB-VE)/2 5 Anzahl freie EP: (VE/2)-b 7 iii) Die drei Sauerstoffatome, das Stickstoffatom und das Wasserstoffatom sind über 5 Elektronenpaarbindungen miteinander verbunden. O N + H O O iv) Von den Insgesamt 12 Valenzelektronenpaaren wurden 5 für die Bindungsbildung herangezogen. Es verbleiben somit 7 Valenzelektronenpaare, die dafür benötigt werden die Valenzschale der Atome auf 8 aufzufüllen. O O N + O H Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 186 von 236

187 v) - O O N + + O H Das Molekül ist elektrisch neutral, da die Summe der Formalladungen = 0 ist. Aufgabe 182 Bestimmen Sie für folgende Moleküle und Molekülionen die vollständigen Lewis-Formeln: a) HNO 2 b) H 2 SO 4 c) H 2 SO 3 d) H 3 PO 4 e) HCO 3 - f) SOCl 2 Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 187 von 236

188 Fortsetzung Aufgabe 182 g) POCl 3 h) COCl 2 i) N 2 O 5 j) Cl 2 O 7 k) O 3 l) NO m) NO 2 n) S 8 Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 188 von 236

189 8.2.3 Mesomerie (Resonanz) In manchen Fällen lassen sich für ein Molekül mehrere gleichberechtigte Lewis-Formeln formulieren. In solchen Fällen ist jedoch keine der möglichen Lewis-Formeln eine genaue Beschreibung des Moleküls. Vielmehr wird die tatsächliche Struktur durch die Überlagerung aller möglichen Lewis-Formeln am besten beschrieben, diese Struktur wird als Resonanzhybrid bezeichnet während die einzelnen Lewis-Formeln als mesomere Grenzformel bezeichnet werden. Am Beispiel des SO 2 -Moleküls soll das Konzept der Mesomerie verdeutlicht werden. O S + - Mesomeriepfeil + - S O O O I II O + S - O Mesomere Grenzformeln Resonanzhybrid Wenn entweder die Grenzformel I oder II alleine das SO 2 -Molekül richtig beschreiben würden, sollte es im SO 2 -Molekül zwei unterschiedlich lange SO-Bindungen geben. Eine kurze, die SO- Doppelbindung, und eine längere, die SO-Einfachbindung. Tatsächlich findet man experimentell nur eine Bindungslänge. Somit gelangt man durch Überlagerung der zwei Grenzformeln I und II zur korrekten Beschreibung des Moleküls. Das Resonanzhybrid gibt die korrekte Beschreibung wieder. Aus ihr kann man entnehmen, dass der Bindungsabstand zwischen dem einer Einfach- und einer Doppelbindung liegen muss. Die folgende Abbildung zeigt eine anschauliche Analogie für die Mesomerie. The following analogy illustrates the difference between resonance contributors (mesomere Grezformel) and the resonance hybrid. Imagine that you are trying to describe to a friend what a rhinoceros looks like. You might tell your friend that a rhinoceros looks like a cross between a unicorn and a dragon. Like resonance contributors, the unicorn and the dragon do not really exist. Furthermore, like resonance contributors, they are not in equilibrium: a rhinoceros does not change back and forth between the two forms, looking like a unicorn one minute and a dragon the next. The unicorn and dragon are simply ways to describe what the actual animal the rhinoceros looks like. Resonance contributors, like unicorns and dragons, are imaginary. Only the resonance hybrid, like the rhinoceros, is real. Abbildung 66: Eine Analogie zur Beschreibung der Mesomerie. Das reale Objekt Rhinozeros kann mithilfe zweier Phantasieobjekte beschrieben werden. Das reale Objekt vereint dabei die jeweiligen charakteristischen Merkmale des jeweiligen Objektes in sich. In diesem Sinne kann das reale Objekt durch Überlagerung der beiden Phantasieobjekte beschrieben werden. Auch das real existierende Resonanzhybrid wird durch mehrere Lewis-Formeln beschrieben, welche nicht real existieren. Quelle: Paula Bruice, Organic Chemistry, 8th Edition, Pearson, Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 189 von 236

190 Die mesomeren Grenzformeln unterscheiden sich lediglich in der Verteilung der bindenden und freien Elektronenpaare, jedoch nicht in der Verknüpfung der Atome. Man gelangt formal durch Verschiebung von Elektronenpaaren von einer Grenzformel zur anderen. Die Verschiebung der Elektronenpaare wird mit gebogenen Pfeilen angedeutet. Die einzelnen Grenzformeln werden durch einen Doppelpfeil voneinander getrennt. Durch diese Elektronenverschiebung soll symbolisiert werden, dass die Elektronenpaaren nicht lokalisiert, also sich an einen bestimmten Ort im Molekül befinden, sondern sich über mehrere Atome verteilen können. Man spricht dann von delokalisierten Elektronen bzw. von Delokalisation. Physikalische Berechnungen zeigen, dass die Delokalisation zu einer Erniedrigung der Energie und somit zur Stabilisierung des Resonanzhybrids führt. Die Energie des Resonanzhybrides, welches ja das Molekül am treffendsten beschreibt, ist somit niedriger als die Energie der hypothetischen mesomeren Grenzformeln. Der Energieunterschied zwischen den Hypothetischen mesomeren Grenzformeln und der Energie des Resonanzhybrids nennt man Resonanzenergie (siehe Abbildung 67). Die Delokalisation von Elektronen, also die Ausbreitung von Elektronen auf ein grösseres Raumgebiet führt zur Stabilisierung des Moleküls! Abbildung 67: Die Delokalisation von Elektronen führt zur Stabilisierung von Molekülen. Aufgabe 183 Betrachten Sie Abbildung 66 und übersetzen Sie den Text sinngemäss geben Sie dann eine Definition der Mesomerie in ihren eigenen Worten. (Hinweis: Sie können Ihre Übersetzung überprüfen, in dem Sie diese mit der entsprechende Stelle in der deutschen Ausgabe vergleichen. Diese finden Sie wie folgt: gehen Sie auf books.google.ch und suchen Sie dort unter dem Stichwort: Bruice organische Chemie, suchen Sie dann in diesem Buch anhand der Suchfunktion nach Drachen.) Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 190 von 236

191 + Aufgabe 184 Ergänzen Sie im folgendem die fehlenden Mesomeren Grenzformeln und die entsprechenden Resonanzhybride 1: Ozon O O+ - O Mesomere Grenzformeln Resonanzhybrid 2: Salpetersäure O H O + N + - O Mesomere Grenzformeln Resonanzhybrid 3: Karbonat-Ion O 2- O C O Mesomere Grenzformeln Resonanzhybrid 4: Benzol H H C C C H H C C C H H Mesomere Grenzformeln Resonanzhybrid Aufgabe 185 Formulieren Sie für das SO 3 -Molekül alle Mesomeren Grenzformeln und das Resonanzhybrid. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 191 von 236

192 8.2.4 Der räumliche Bau von Molekülen und die Polarität von Molekülen Der Lewis-Formel kann man nur die Verknüpfung der Atome entnehmen jedoch nicht ihre räumliche Anordnung. Um die räumliche Anordnung der Atome in einem Molekül, also die Geometrie eines Moleküls zu bestimmen, betrachten wir, wie sich die freien Elektronenpaare und die gebundenen Atome um das Zentralatom anordnen. Da sich die freien Elektronenpaare und die gebundenen Atome gegenseitig abstossen, ordnen sich diese im Raum so an, dass die Abstossung minimal wird. Der Abstand zwischen den gebundenen Atomen und den freien Elektronenpaare wird so möglichst gross. Dieser Grundgedanke liegt dem Elektronenpaarabstossungsmodell (EPA) zugrunde. Abbildung 68 veranschaulicht das EPA-Modell. Abbildung 68 Der räumliche Bau eines Moleküls wird sowohl von den am Zentralatom gebundenen Atomen (der Koordinationszahl KZ) als auch von den freien Elektronenpaaren am Zentralatom bestimmt. Die Benennung der Molekülgeometrie richtet sich jedoch allein an der Anordnung der Atome. Die Anzahl der am Zentralatom gebundenen Atome nennt man Koordinationszahl (KZ). Aufgabe 186 a) Bestimmen Sie für HOCl die Lewisformel, KZ des Cl- und O-Atoms und die Molekülgeometrie. b) Welche Geometrie besitzt das H 3 O + -Molekülion. c) Erklären Sie, warum das NH 3 -Molekül nicht eben ist, aber BH 3 ein ebenes Molekül ist. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 192 von 236

193 Papierebene Wie zeichnet man Moleküle räumlich? Die Keilstrichformel hat sich für die perspektivische Darstellung von dreidimensionalen Molekülstrukturen in der Ebene bestens bewährt. Man zeichnet Keil-Strich-Formeln wie folgt: i) Zeichne das Zentralatom und zwei der am Zentralatom gebundenen Atomen in die Papierebene. ii) Das Atom (die Atomgruppe), welches aus der Papierebene heraus ragt, wird über einen ausgefüllten Keil mit dem Zentralatom verbunden. iii) Das Atom (die Atomgruppe), welches in die Papierebene weist, wird über einen nicht ausgefüllten oder gestrichelten Keil mit dem Zentralatom gebunden. Eine mögliche Darstellung des Methanmoleküls ist die folgende: Unter der Papierebene. Weist vom Betrachter weg. H H C H H Aus der Papierebene. Weist zum Betrachter Die Polarität von Molekülen Ob ein Molekül polar oder unpolar ist, hängt nicht nur von der Elektronegativität (EN) der beteiligten Atome ab sondern auch von der Geometrie. Die folgende Abbildung zeigt die Definition für polare und unpolare Moleküle. Die Ladungsschwerpunkte sind hier farblich hervorgehoben worden. Blau = +, rot = - Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 193 von 236

194 Ob ein Molekül polar ist, lässt sich anhand des folgenden Schemas entscheiden. Fliessschema zur Bestimmung der Polarität eines Moleküls. Beispiel H 2 O: Lewis-Formel mit Partialladungen: + + H O EN = 1.4 => polare Bindungen. H Räumliche Struktur mit Ladungsschwerpunkte: + H O- + + H Das Molekül ist polar, weil die Ladungsschwerpunkte nicht zusammenfallen. Aufgabe 187 Bestimmen Sie welche der folgenden Moleküle polar sind. Br 2, HCl, FCl, NH 3, CO 2, CH 2 Cl 2, CHCl 3, CCl 4, BF 3, CH 3 OH. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 194 von 236

195 8.2.5 Das EPA-Modell, eine Vertiefung Wir haben bereits das EPA-Modell kennengelernt. Damit das EPA-Modell auf kompliziertere Moleküle angewendet werden kann, muss es noch um folgende Tatsache erweitert werden: Befinden sich an einem Zentralatom mehrere freie Elektronenpaare, so ordnen sich diese so an, dass der Abstand zueinander möglichst gross ist. Das ist so, weil die freien Elektronenpaare einen grösseren Raumbedarf haben, da sie von nur einem Atom angezogen werden. Die folgende Abbildung zeigt die möglichen Geometrien die sich bei Anwendung des EPA ergeben. Abbildung 69 Gemäss dem EPA-Modell ordnen sich die freien Elektronenpaare und die Atome so um das Zentralatom an, dass ihre Abstossung minimal wird. Eine ähnliche Situation liegt vor, wenn man mehrere Luftballons über einen gemeinsamen Punkt verknotet. Die Luftballons repräsentieren den Raumbedarf der gebundenen Atome und der freien Elektronenpaare am Zentralatom. Wie man Abbildung 69 entnehmen kann, erfüllt lediglich die tetraedrische Anordnung von vier Elektronenpaare (Summe aus freien und bindenden Elektronenpaare = 4) die Oktettregel. Alle anderen Anordnungen erfüllen die Oktettregel nicht. Mit Hilfe des Konzeptes der Elektronenpaarbindung und dem EPA-Modell kann nun ein allgemeines Bauprinzip der Moleküle abgeleitet werden, das die Oktettregel und ihre Ausnahmen miteinschliesst. Wenn wir uns die Molekülbildung aus isolierten Atomen vorstellen, dann können wir folgendes sagen: i.: Ein Zentralatom wird möglichst viele Atome an sich binden, da die Bildung von Elektronenpaarbindungen mit einer Energieabnahme des Moleküls relativ zu den freien Atomen einhergeht (exothermer Vorgang, siehe Abbildung 64 ). ii. Die Abstossungsenergie und somit die Energie des Moleküls steigt aber gemäss EPA-Modell mit zunehmender Anzahl der Atome an. Die maximale Zahl der am Zentralatom gebunden Atome (die Koordinationszahl KZ) ergibt sich somit als Kompromiss zwischen den zwei eben genannten Aspekten. Für die grossen Zentralatome der Elemente ab der dritten Periode führt dieser Kompromiss dazu, dass diese Zentralatome mehr Atome an sich binden können, als man es von der strikten Einhaltung der Oktettregel erwarten würde. Für die viel kleineren Zentralatome der zweiten Periode bedeutet der Kompromiss, dass maximal vier Atome am Zentralatom gebunden sein können. Was fangen wir mit all dem gesagten praktisch an? Nun, wenn wir bei der Bestimmung einer Molekülgeometrie mit der Oktettregel nicht mehr weiter kommen, können wir die Geometrie allein aus dem EPA-Modell voraussagen, wobei wir berücksichtigen, dass die Elemente der zweiten Perioden (Ausser B in einigen Fällen) stets der Oktettregel genügen. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 195 von 236

196 Aufgabe 188 a) Schlagen Sie für das Molekül SF 6 die Molekülgeometrie und eine Lewis-Formel vor. b) Welche Valenz haben das S- und die F-Atome? Aufgabe 189 a) Schlagen Sie für die Moleküle PF 5 und POCl 3 jeweils die Molekülgeometrie und eine Lewis-Formel vor. b) Welche Valenz hat das P-Atom in den obigen Moleküle? c) Welches der zwei Moleküle genügt der Oktettregel? Auf den nächsten Seiten folgt eine tabellarische Zusammenstellung möglicher Molekülgeometrien, die aus dem EPA-Modell folgen. Erklärungen zu den verwendeten Begriffen in den folgenden Tabellen: Molekültyp: Sterische Zahl SZ: Koordinationszahl KZ: Beschrieben durch: Z: Zentralatom A: Am Zentralatom gebundenen Atome E: Freie Elektronenpaare Summe gebundene Atome und freie Elektronenpaare am Zentralatom (Z). Anzahl gebundene Atome am Zentralatom. : Symbolisiert den Raumanspruch eines Elektronenpaares (EP) oder eines ungepaarten Elektrones Bezeichnung der Molekülgeometrie : Die Bezeichnung der Molekülgeometrie erfolgt einzig anhand der Atomanordnung (welche jedoch durch die freien Elektronenpaare am Zentralatom mitbestimmt wird!). Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 196 von 236

197 Einige Beispiele für EPA-Molekülgeometrien Molekültyp Lewis-Formel KZ ZA 2 ZA 3 ZA 2 E ZA 4 # freie EP am Z A Z A A Z A A Z A A Z A Z A A A A 3 0 SZ 2 1 Z Räumliche Molekül- Struktur A A A Z Z A A A A A A A Bezeichnung der Molekülgeometrie A Z A Linear A A Z A Trigonal planar A Z A Gewinkelt A Z A A A Tetraedrisch Winkel in ~ ZA 3 E ZA 2 E 2 A Z A Z A A A 3 1 Z A Z A A A A Z A A A Pyramidal Z A A Gewinkelt ~109.5 ~109.5 ZAE 3 Z A 1 3 Z A Z A Linear 180 Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 197 von 236

198 Einige Beispiele für EPA-Molekülgeometrien Molekültyp Lewis-Formel KZ # freie EP am Z SZ Räumliche Molekül- Struktur Bezeichnung der Molekülgeometrie Winkel in ZA 5 A A A Z A A 5 0 A A Z A A A A A A Z A A Trigonale Bipyramide ZA 4 E A A Z A A 4 1 Z 5 A A A A A A Z A A Wippe A ZA 3 E 2 A Z A A A 3 2 Z A A Z A A 90 T-Förmig ZA 6 A A A A A Z A Z A A A A A A A A A Z A A A Oktaeder 90 Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 198 von 236

199 Aufgabe 190 Vervollständigen Sie folgende Tabellen Molekülformel Molekültyp Lewis-Formel KZ # freie EP am Z SZ Räumliche Molekül- Struktur Bezeichnung der Molekülgeometrie Dipolmolekül? ClF 3 BH 3 H 2 S PH 3 NH 4 + Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 199 von 236

200 Fortsetzung der Aufgabe Molekülformel Molekültyp Lewis-Formel KZ # freie EP am Z SZ Räumliche Molekül- Struktur Bezeichnung der Molekülgeometrie Dipolmolekül? HBr CH 2 Cl 2 C 2 H 6 C 2 H 4 C 2 H 2 Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 200 von 236

201 Fortsetzung der Aufgabe Molekülformel Molekültyp Lewis-Formel KZ # freie EP am Z SZ Räumliche Molekül- Struktur Bezeichnung der Molekülgeometrie Dipolmolekül? CBr 4 [SiF 6 ] 2- CO 2 SOCl 2 N0 3 - Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 201 von 236

202 Fortsetzung der Aufgabe Molekülformel Molekültyp Lewis-Formel KZ # freie EP am Z SZ Räumliche Molekül- Struktur Bezeichnung der Molekülgeometrie Dipolmolekül? SCl 4 [PF 6 ] - COS [ClO 2 ] + XeF 2 Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 202 von 236

203 8.3 Die Zwischenmolekulare Kräfte Um eine molekulare Flüssigkeit zu verdampfen, beziehungsweise einen molekularen Feststoff zu schmelzen, müssen die zwischenmolekularen Kräfte (ZMK) überwunden werden. Wegen den sehr grossen Abständen zwischen den Teilchen in einem Gas, sind zwischen den Teilchen in einem Gas praktisch keine ZMK wirksam. Im Gas sind die Teilchen frei beweglich. Je grösser die Anziehungskräfte zwischen den Teilchen sind, desto höher liegt die Siedetemperatur bzw. die Schmelztemparatur des Stoffs. Sind die Teilchen der Flüssigkeit bzw. des Feststoffes Dipole, ist deren Zusammenhalt durch die gegenseitige Anziehung der Partialladungen relativ stark. Da sich alle Gase durch Abkühlung oder Druckerhöhung kondensieren lassen, müssen aber auch zwischen unpolaren Molekülen sowie zwischen Edelgas-Atomen Anziehungskräfte wirken. Wir unterscheiden drei Arten von ZMK. Dipol-Dipol-Kräfte Zwischen Dipolmolekülen (= polare Moleküle) wirken anziehende Dipol-Dipol Kräfte. Diese sind umso grösser, je grösser das Moleküldipolmoment ist. Das Dipolmoment eines Moleküls, hängt von der Elektronegativität der beteiligten Atomen und vom Bindungsabstand ab. Dipolmoleküle ordnen sich so an, dass insgesamt eine anziehende Dipol-Dipol- Wechselwirkung resultiert. Van-der-Waals-Kräfte Zwischen allen Teilchen, Molekülen, Atomen und Ionen, wirken die Van-der-Waals-Kräfte. Zwischen unpolaren Teilchen wirken nur die Van-der-Waals Kräfte. Die Van-der-Waals Kräfte sind umso stärker, mehr Elektronen ein Teilchen enthält. Bei vergleichbarer Elektronenzahl, sind die Van-der-Waals-Kräfte umso stärker, je grösser die Teilchenoberfläche ist. => Kugelige Moleküle haben kleinere Van-der-Waals Kräfte als langestreckte Moleküle. Die Van-der-Waals Kräfte erklärt man durch eine nicht immer symmetrische Verteilung der Elektronen in den Teilchen. So entstehen für kurze Zeit schwache spontane Dipole, die auf die Elektronenhüllen benachbarter Teilchen Anziehungs- beziehungsweise Abstossungskräfte ausüben und sie dadurch polarisieren. Die so entstehenden Dipole nennt man induzierte Dipole (siehe Abbildung unten). Zwischen den spontanen und den induzierten Dipolen im benachbarten Teilchen wirken anziehende Kräfte. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 203 von 236

204 Wasserstoffbrückenbindungen. Zwischen Molekülen, welche über H-Brückendonatorstellen verfügen und Molekülen, welche über H-Brückenakzeptorstellen verfügen, bilden sich Wasserstoffbrücken-Bindungen aus. Zusammenfassung: Zwischen unpolaren Molekülen wirken ausschliesslich Van-der-Waals-Kräfte. Bei Dipol-Molekülen kommen Dipol-Dipol-Kräfte hinzu. Zwischen Molekülen mit H- Brückendonatorstellen und H-Brückenakzeptorstellen können sich Wasserstoffbrücken ausbilden. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 204 von 236

205 Für die Stärke der Kräfte zwischen Molekülen vergleichbarer Grösse gilt: Dipol mit Wasserstoffbrücken > Dipol ohne Wasserstoffbrücken > unpolares Molekül Zwischen den Anionen und Kationen in einem Ionenkristall wirken die besonders starken Ion-Ion- Wechselwirkungen, nämlich die Ionische Bindung. Diese sind nicht mit den ZMK welche nur zwischen Moleküle wirken zu verwechsen. Aufgabe 191 Betrachten Sie folgende Moleküle. H O C H H C N H O H H H H C C H H H H N F Cl H H C F H F H C H Cl a) Ergänzen Sie die angegeben Lewis-Formeln bzw. räumlichen Strukturen um die freien Elektronenpaare. b) Markieren Sie jeweils, falls vorhanden, die H-Brückenakzeptor- und die H-Brückendonatorstellen in den Molekülen. c) Zwischen welchen Molekülen können sich H-Brücken ausbilden? Zeichnen Sie diese. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 205 von 236

206 Aufgabe 192 Vervollständigen Sie folgende Tabelle: He Ne Ar Kr Xe Elektronenzahl Stärke der Van der Waals Kräfte nimmt in Pfeilrichtung zu Siede- und Schmelztemperatur nehmen in Pfeilrichtung zu Aufgabe 193 Für die Elementarstoffe der 7. Hauptgruppe findet man folgende Siedetemperaturen: -35 C, 59 C, -188 C und 184 C. a) Zeichnen Sie die Lewis-Formeln für die Halogene b) Handelt es sich bei den Halogenmolekülen um Dipolmoleküle? Begründen Sie ihre Antwort. c) Welche Zwischenmolekulare Kräfte sind zwischen den Halogenmolekülen möglich? d) Vervollständigen Sie folgende Tabelle: Elektronenzahl Siedetemperatur F 2 Cl 2 Br 2 I 2 Aufgabe 194 Betrachten Sie folgende Moleküle: F 2, HF, H 2 S, CF 4, CH 2 Cl 2 und CH 2 O a) Zeichnen Sie die räumlichen Struktur der Moleküle und ordnen Sie den Atomen die Partialladungen ( + bzw. - ) zu. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 206 von 236

207 Fortsetzung der Aufgabe b) Vervollständigen Sie folgende Tabelle Elektronenzahl Stärke der van-der-waals- Kräfte Polarität (stärke des Moleküldipolmomentes) Sind H-Brücken möglich? Hinweis benutzen Sie folgende Einstufung: 0, +, ++, F 2 HF H 2 S CF 4 CH 2 Cl 2 CH 2 O c) Ordnen Sie auf der Grundlage der Tabelle in b) die Stoffe nach steigender Siedetemperatur. Aufgabe 195 Geben Sie, für folgende Verbindungen H 2 O, CH 4, MgCl 2, CH 3 CH 3, CH 3 OH, CO 2, HBr, Al 2 O 3, CH 3 COOH, SiCl 4, PH 3 jeweils die Wechselwirkungstypen an, der zwischen den einzelnen Molekülen bzw. Teilchen wirken. Gehen Sie dabei wie folgt vor: a) Entscheiden Sie, um welchen Verbindungstyp es sich jeweils handelt. b) Zeichnen Sie für die Molekülverbindungen die Lewis-Formeln und beurteilen Sie anhand der räumlichen Struktur, welche ZMK zwischen den Teilchen prinzipiell wirksam sein können. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 207 von 236

208 Aufgabe 196 a) Vervollständigen Sie folgende Tabelle. H 2 O H 2 S H 2 Se H 2 Te CH 4 SiH 4 GeH 4 SnH 4 Siedepunkt[ C] Gesamtelektronenzahl b) Übertragen Sie die Tabelle in das folgende Koordinatensystem. c) Welcher Zusammenhang besteht zwischen der Siedetemperatur und der Gesamtelektronenzahl in der Reihe CH 4 bis SnH 4? Auf welche wirksamen ZMK lässt sich daraus schliessen? d) Welchen Siedepunkt sollte das Wasser zeigen, wenn wir in der Reihe H 2 O-H 2 Te einen ähnlichen Zusammenhang zwischen der Gesamtelektronenzahl und der Siedetemperatur wie in c) annehmen. e) Wie lässt sich der hohe Siedepunkt von Wasser erklären? Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 208 von 236

209 Aufgabe 197 a) Lesen Sie den Text durch und stellen Sie den Löse- bzw. Mischungsvorgang von Zucker in Wasser im Teilchenmodell dar. Markieren Sie in Ihrer Zeichnung die wirkenden ZMK durch unterschiedlich lange Pfeile. b) Kochsalz löst sich in Wasser aber nicht in Benzin, warum? c) Beurteilen Sie die Mischbarkeit der folgenden Alkohole einmal in Wasser und einmal in Hexan (CH 3 CH 2 CH 2 CH 2 CH 2 CH 3 ): i CH 3 OH ii CH 3 CH 2 OH iii CH 3 CH 2 CH 2 OH iv CH 3 CH 2 CH 2 CH 2 OH Welchen Trend erwarten Sie? Quelle: Christen/Baars, Allgemeine Chemie, hep-verlag, 2008 Aufgabe 198 Von Paracelsus stammt der Satz similia similibus solvuntur, Ähnliches löst sich in Ähnlichem. Wie lässt sich dieser Erfahrungssatz mit dem Teilchenmodell und des Konzeptes der ZMK verstehen? Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 209 von 236

210 8.4 Ionenkristalle und ionische Bindung Vieles zur Klärung des Aufbaus von ionischen Verbindungen geht auf W. Kossel zurück. Walther Kossel ( ) deutscher Physiker. Bedeutendste Veröffentlichung: Valenzkräfte und Röntgenspektren Das folgende Zitat stammt aus dieser Arbeit: Der Vorgang der Bindung von Atomen, die einzeln gegeben sind, zu einer ionischen Verbindung ist danach in zwei Stufen zu betrachten: die erste ist der Elektronenaustausch, der sie auflädt, die zweite die Aneinanderlagerung der Ionen und die für die verschiedenen Arten, sie zu trennen, notwendige Arbeit, von der die Eigenschaften der Verbindung bestimmt werden. Quelle des Fotos: Einfache Ionenverbindungen entstehen in der Reaktion von Nichtmetallen und Halbmetallen mit Metallen. Dabei findet eine Umgruppierung der Atome und Atomverbände zu einem nach aussen elektrisch neutralen Ionenkristall statt. Abbildung 70 veranschaulicht dies am Beispiel der NaCl- Synthese. Die Atome des Metallkristalles bilden unter Abgabe ihrer Valenzelektronen die Kationen und die Atome des nichtmetallischen bzw. halbmetallischen Atomverbands bilden die Anionen des Ionenverbandes, in dem sie Elektronen aufnehmen und damit ihre Valenzschale vervollständigen. Abbildung 70: Die Bildung von Ionenkristalle aus den Elementarstoffen am Beispiel der NaCl-Synthese. Wichtig: Ionische Verbindungen entstehen nicht nur aus den Elementarstoffen. Eine Vielzahl von ionischen Verbindungen entsteht aus der Reaktion (Neutralisation) von Säuren mit Basen. In diesem Zusammenhang spricht man dann von Salzen. Salze sind Ionenkristalle! Im Ionenkristall werden die Ionen durch die Gitterenergie ( H G ) zusammengehalten. Die Gitterenergie wird frei, wenn sich die Kationen und Anionen zu einem Ionenkristall zusammenschliessen. Zu dieser Energiefreisetzung kommt es, weil sich die Ionen im Kristall so regelmässig anordnen, dass die anziehende elektrostatische Kraft zwischen entgegensetzt geladenen Ionen, die abstossende elektrostatische Kraft zwischen gleichnamig geladenen Ionen bei weitem übertrifft. Diese Nettoanziehung ist für die ionische Bindung verantwortlich. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 210 von 236

211 Die Gitterenergie H G ist die Energie, die frei wird, wenn sich Ionen zu einem Ionenkristall zusammenschliessen. Die Gitterenergie ist umso grösser: - je kleiner die Ionen sind und - je höher geladen die Ionen sind. H G Ladung ~ Radius Kation Kation Ladung Radius Anion Anion Anwendung der Oktettregel auf die Ionenkristalle Für Ionische Verbindungen bedeutet die Oktettregel, dass man sich die Entstehung der Kationen durch die Abgabe aller Valenzelektronen aus den isoliert gedachten Atomen des Metalls vorstellen kann. Die Kationen können somit eine Edelgas-Elektronenkonfiguration erreichen. Die Anionen hingegen entstehen aus den isoliert gedachten Atomen des Nicht- bzw. Halbmetalles. Dabei nehmen sie so viele Elektronen von den Metallatomen auf, wie zur Auffüllung der Valenzschale notwendig sind, und erreichen so die Edelgaskonfiguration. Für die Ionenladung der Ionen in den ionischen Verbindungen gilt somit: Die Ladung der Kationen entspricht bei Hauptgruppenmetallen der Gruppennummer. Die Ladung der Anionen der Nichtmetalle und der Halbmetallen entspricht 8-Gruppennummer. Erklärung: Ionische Verbindungen bilden sich aus den Elementarstoffen in stark exothermer Reaktion. Die starke Exothermie der Salzbildung aus den Elementarstoffen lässt sich auf die Gitterenergie zurückführen. Die Energie, die beim Zusammenschluss der Ionen zu einem Ionenkristall frei wird, die Gitterenergie, ist viel grösser als der Energieaufwand für die Bildung der Ionen aus den Elementarstoffen (siehe Abbildung 70). Die Exothermie fällt umso grösser aus, je geringer der Energieaufwand für Bildung der Ionen ist. Dies ist dann der Fall, wenn die Ionen die Edelgaskonfiguration besitzen. Die Entfernung weiterer Elektronen aus den Kationen ist, wegen des schalenförmigen Aufbaus der Elektronenhülle, und dem damit verbundenen sprunghaften Anstieg der Ionisierungsenergie, mit einem viel zu hohen Energieaufwand verbunden. Abbildung 71 veranschaulicht dies. Bei den Anionen würde das Auffüllen der Valenzschalen über das Oktett hinaus bedeuten, dass man das nächste Elektron in die nächste, energiereichere Schale einbauen müsste. Was wiederum mit einem zu hohen Energieaufwand einher ginge. Die Elektronen erfahren in diesem Fall eine sehr geringe Anziehung durch den Kern, während die destabilisierende gegenseitige Abstossung der Elektronen stark überwiegt. Abbildung 71 Links: Nur für die Entleerung der Valenzschale ist der Energieaufwand für die Bildung von Kationen am geringsten. Unten: Zeichnerische Darstellung der Ionen im Schalenmodell Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 211 von 236

212 Merke: a) Einfache Ionenkristalle (ionische Verbindungen aus einatomigen Ionen) entstehen aus der Reaktion von: Nichtmetall + Metall oder Halbmetall + Metall b) Die meisten Atom-Kationen und alle Atom-Anionen besitzen die Valenzelektronenkonfiguration der Edelgase c) Gemäss der Oktettregel - entspricht die Ladung der Kationen der Hauptgruppenmetalle der Hauptgruppennummer. - die negative Ladung der Anionen entspricht 8- Hauptgruppennummer. Die Ladung der Ionen wird auch als Ionenwertigkeit oder kurz Wertigkeit genannt. Die Wertigkeiten der Ionen der Hauptgruppenelemente ergeben sich aus der Stellung des Elementes im PSE! d) Die Ionen im Ionenkristall werden durch die ionische Bindung zusammengehalten. Dies ist die resultierende elektrostatische Anziehungskraft zwischen den Anionen und den Kationen im Ionenkristall. Beispiel: In diesem Beispiel soll gezeigt werden, wie man ausgehend vom Lewis-Atomsymbol das Lewis-Symbol für das entsprechende Ion ableitet. a) Metallatome am Beispiel K. Das Kaliumatom erreicht durch Entleerung der Valenzschale die Edelgaskonfiguration: K + K + + e- K 2 L 8 M 8 N 1 K 2 L 8 M 8 Elektronenoktett auf der äussersten Schale Elektronenkonfiguration des Ar b) Nichtmetallatome und Halbmetallatome. Beispiel Se. Das Se-Atom vervollständigt durch Aufnahme von Elektronen seine Valenzschale und erreicht so die Edelgaskonfiguration: 2- Se + 2 e - Se K 2 L 8 M 18 N 6 K 2 L 8 M 18 N 8 Elektronenoktett auf der äussersten Schale Elektronenkonfiguration des Kr Aufgabe 199 Geben Sie für K, K +, Se und Se 2- jeweils die Elektronenkonfiguration in der Orbitalschreibweise an. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 212 von 236

213 Aufgabe 200 Leiten Sie aus den Lewis-Atomsymbolen der ungeladenen Atome die Lewis-Symbole für die entsprechenden Ionen ab und tragen Sie diese einschliesslich ihrer Ladung in das folgende verkürzte Periodensystem ein. (Hinweis Bor bildet keine Ionen). I II III IV V VI VII VIII Li + B Ne Ar Kr Xe Bi Rn Po Aufgabe 201 Betrachten Sie die richtig ausgefüllte Tabelle obiger Aufgabe. Welche Ionen in der Tabelle haben keine Edelgaskonfiguration? Aufgabe 202 a) geben Sie jeweils für das Rb + -, das Ba 2+ -, das P 3- - und das Ga 3+ -Ion die Elektronenkonfiguration im Schalenmodell und im Orbitalmodell an. b) Stellen Sie das Ga 3+ -Ion und das Ba 2+ -Ion zeichnerisch im Schalenmodell dar. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 213 von 236

214 Aufgabe 203 a) Betrachten Sie das Salz BaS. Geben Sie die Lewis-Symbole für das Kation und das Anion an. b) Zeichnen Sie den Ionenkristall von BaS. c) Welches sind die kleinsten stoffspezifischen Teilchen eines Ionenkristalls? Aufgabe 204 a) Welche Elementarstoffe müssen zur Reaktion gebracht werden, damit Ionische Verbindungen entstehen? b) Wie kann man für die Ionischen Verbindungen, welche aus der Reaktion der Elementarstoffen der Hauptgruppen entstehen, die Ladung des Kations und des Anions voraussagen? Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 214 von 236

215 8.4.2 Ionenradien und häufigste Ionen Abbildung 72: Ionenradien einiger Ionen. Aufgabe 205 Betrachten Sie Abbildung 72. a) Wie verändert sich der Atomradius, wenn das Atom zum Kation ionisiert wird? Begründen Sie Ihre Antwort. b) Wie verändert sich der Radius eines Kations mit dessen Ladung? Begründen Sie Ihre Antwort. c) Wie verändert sich der Atomradius, wenn das Atom zum Anion ionisiert wird? Begründen Sie Ihre Antwort. d) Wie ändert der Ionenradius, bei gleicher Ionenladung, innerhalb einer Gruppe? Begründen Sie Ihre Antwort. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 215 von 236

216 8.4.3 Formulierung von Verhältnisformeln und Nomenklatur von ionischen Verbindungen Die folgende Abbildung fasst den Bau von Ionischen Verbindungen zusammen. Abbildung 73: Salze (ionische Verbindungen) sind aus Kationen und Anionen aufgebaut. Die Ionen können entweder einatomig oder mehratomig sein. Bei gegebenem Kation und Anion kann sofort die Verhältnisformel der ionischen Verbindung abgeleitet werden. In der chemischen Formel von ionischen Verbindungen wird das Kation immer dem Anion vorangestellt. Die Zahl der Kationen und die Zahl der Anionen in der Verbindung sind so zu wählen, dass die gesamte positive Ladung gleich der gesamten negativen Ladung in der ionischen Verbindung wird. Nur so erhält man eine nach aussen hin neutrale Verbindung. Man gibt in der chemischen Formel das kleinste ganzzahlige Ionenverhältnis an. Bei den mehratomigen Ionen handelt es sich um elektrisch geladene Moleküle. In die Formel des Salzes setzt man das mehratomige Ion in eine Klammer, wenn es mehr als einmal vorkommt. Kommt es nur einmal vor, so lässt man die Klammer weg. Wir wollen aber für den Anfang, bis wir mit den Formeln mehratomiger Ionen vertrauter geworden sind, auch in diesem Fall eine Klammer schreiben. Beispiele: Na 3 (PO 4 ), Ca 3 (PO 4 ) 2 Sehr einfach gelangt man ausgehend von den Ionenladungen zur Verhältnisformel über die Kreuzmethode. Beispiel 1: Welche Verhältnisformel gehört zur ionischen Verbindung die Ba 2+ - und PO Ionen enthält? 1: Bestimmung der Faktoren: gesamte positive Ladung = gesamte negativen Ladung nach der Kreuzmethode 2: Überprüfung ob die Faktoren 3 und 2 dem kleinsten ganzzahligem Verhältnis entsprechen. Da nicht beide Zahlen gerade sind, entsprechen die Zahlen dem kleinsten Verhältnis. Ergebnis: Die chemische Formel der Verbindung lautet Ba 3 (PO 4 ) 2. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 216 von 236

217 Beispiel 2: Welche Verhältnisformel gehört zu der ionischen Verbindung die Mg 2+ - und Si 4- -Ionen enthält? 1: Bestimmung der Faktoren: gesamte positive Ladung = gesamte negativen Ladung nach der Kreuzmethode 2: Überprüfung ob die Faktoren 4 und 2 dem kleinsten ganzzahligem Verhältnis entsprechen. Beide Zahlen sind gerade, also müssen beide Zahlen mit der kleinsten Zahl, hier 2, dividiert werden. Ergebnis: Die chemische Formel der Verbindung lautet Mg 2 Si. Aufgabe 206 Kombinieren Sie die folgenden Kationen und Anionen zu Ionenverbindungen Cl - SO 4 2- PO 4 3- CH 3 COO - O 2- H 2 PO 4 - Na + NaCl Ca 2+ Fe 3+ NH Ist die Verhältnisformel der Ionischen Verbindung aus einatomigen Ionen bekannt, so kann man die Reaktionsgleichung für die Bildungsreaktion aus den Elementarstoffen sofort formulieren. Beispiel: Kalium reagiert mit Sauerstoff: K(s) + O 2 (g) -----> a) Geben Sie das Kation und Anion an, aus denen die Verbindung aufgebaut ist. K bildet als Metall der ersten Hauptgruppe K + -Ionen. Sauerstoff bildet als Nichtmetall der sechsten Hauptgruppe O 2- -Ionen b) Geben Sie die Ionenformel und die Verhältnisformel/Stoffformel der Verbindung an. Ionenformel: 2 K + O 2- Verhältnisformel/Stoffformel: K 2 O c) Formulieren Sie die Reaktionsgleichung. 4 K(s) + O 2 (g) -----> 2 K 2 O(s) Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 217 von 236

218 Aufgabe 207 Die Aufgaben 1-6 sind wie das Beispiel oben zu lösen 1: Natrium bildet mit Kohlenstoff eine Verbindung: Na(s) + C(s) -----> a) Geben Sie das Kation und Anion an, aus denen die Verbindung aufgebaut ist. b) Geben Sie die Ionenformel und die Verhältnisformel/Stoffformel der Verbindung an. c) Formulieren Sie die Reaktionsgleichung. 2. Aluminium bildet mit Stickstoff eine Verbindung: Al(s) + N 2 (g) > a) Geben Sie das Kation und Anion an, aus denen die Verbindung aufgebaut ist. b) Geben Sie die Ionenformel und die Verhältnisformel/Stoffformel der Verbindung an. c) Formulieren Sie die Reaktionsgleichung. 3. Lithium bildet mit Phosphor eine Verbindung: Li(s) + P 4 (s) > a) Geben Sie das Kation und Anion an, aus denen die Verbindung aufgebaut ist. b) Geben Sie die Ionenformel und die Verhältnisformel/Stoffformel der Verbindung an. c) Formulieren Sie die Reaktionsgleichung. 4. Welche Verbindung entsteht, wenn Gallium mit Fluor reagiert?: Ga(s) + F 2 (g) > a) Geben Sie das Kation und Anion an, aus denen die Verbindung aufgebaut ist. b) Geben Sie die Ionenformel und die Verhältnisformel/Stoffformel der Verbindung an. c) Formulieren Sie die Reaktionsgleichung. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 218 von 236

219 Fortsetzung Aufgabe Welche Verbindung entsteht, wenn Indium mit Selen reagiert?: In(s) + Se(s) > a) Geben Sie das Kation und Anion an, aus denen die Verbindung aufgebaut ist. b) Geben Sie die Ionenformel und die Verhältnisformel/Stoffformel der Verbindung an. c) Formulieren Sie die Reaktionsgleichung. 6. Welche Verbindung entsteht, wenn Blei mit Fluor reagiert?: Pb(s) + F 2 (g) > a) Geben Sie das Kation und Anion an, aus denen die Verbindung aufgebaut ist. b) Geben Sie die Ionenformel und die Verhältnisformel/Stoffformel der Verbindung an. c) Formulieren Sie die Reaktionsgleichung. Aufgabe 208 Vervollständigen Sie folgende Reaktionsgleichungen und geben Sie für das Reaktionsprodukt jeweils die Ionenformel und die Verhältnisformel (Stoffformel) an. Al(s) + O 2 (g) > Na(s) + N 2 (g) > Ca(s) + N 2 (g) > Li(s) + O 2 (g) > Ca(s) + O 2 (g) > Na(s) + S 8 (s) > Ba(s) + S 8 (s) > Al(s) + S 8 (s) > Sn(s) + F 2 (g) > Al(s) + Br 2 (l) -----> Ba(s) + P 4 (s) -----> Ca(s) + Si(s) > Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 219 von 236

220 Benennung ionischer Verbindungen Ionische Verbindungen werden gemäss folgendem Schema benannt: Kationname(Ionenladung)Anionname Im Namen der Ionischen Verbindungen entfällt der Zusatz Ion bei der Angabe der Ionennamen. Beispiel: Stoffformel (Verhältnisformel): Fe 2 O 3 Name: Eisen(III)Oxid Wenn möglich sollte diese Benennung verwendet werden, da sie, gegenüber der folgenden Alternative, viel einfacher ist.. Alternative Benennung: Zahlwort-Metallname-Zahlwort-Anionname Das Zahlwort gibt die Anzahl identischer Ionen an (siehe Tabelle am Seitenrand). Grundsätzlich sollten Verbindungen eindeutig und so einfach wie möglich benannt werden Anzahl ½ Zahlwort Hemi 1 Mono (entfällt) 2 Di 3 Tri 4 Tetra 5 Penta 6 Hexa 7 Hepta 8 Octa 9 Nona 10 Deka 11 Undeka 12 Dodeka Auf die Angabe der Zahlwörter und der Ionenladung des Kations kann bei Hauptgruppenmetallen in der Regel verzichtet werden, wenn für die betrachtete Verbindung nur eine Zusammensetzung möglich ist. In diesem Fall lautet die Regel für die Benennung: Kationname-Anionname Beispiel CaI 2 : Kalziumiodid ist der einfachste und eindeutige Name, da Ca als Ca 2+ in ionischen Verbindungen vorliegt, ist klar, dass zur Verbindung zwei I - -Ionen gehören, das Zahlwort di ist damit überflüssig. Kalzium(II)diiodid wäre zwar richtig aber der Name ist überbestimmt und unnötig kompliziert. Hydrate Für viele Salze ist Wasser ein definierter Bestandteil der chemischen Formel. Man spricht dann von Salzhydraten und bezeichnet das Wasser als Kristallwasser. Der Kristallwasser-Anteil (H2O) wird mit einem zentrierten Punkt hinter die chemische Formel des Salzes geschrieben. Zur Benennung von Salzhydraten wird dem Salznamen die Endung Zahlwort-Hydrat angefügt. Beispiel: Cu(SO 4 ). 5 H 2 O wird als Kupfer(II)sulfat-penta-Hydrat bezeichnet. Aufgabe 209 Benennen Sie folgende Salze. Na 2 (SO 4 ). 10 H 2 O CaCl 2 Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 220 von 236

221 Fortsetzung Aufgabe 209 Na(HCO 3 ) K(H 2 PO 4 ) Ca(SO 4 ). ½H 2 O Wie kann ½ H 2 O in der Formel interpretiert werden? CaCl 2. 2 H 2 O Aufgabe 210 Vervollständigen Sie die folgende Tabelle: Verbindung Kation Anion Name der Verbindung Reaktionsgleichung AgCl Ag 2 S FeO Cr 2 O 3 FeBr 3 FeBr 2 ZnS Aufgabe 211 Schliessen Sie von der Kationladung auf die Ladung des Anions. Verbindung Kation Anion Na 3 (PO 4 ) Ca 3 (PO 4 ) 2 Na 2 (CO 3 ) K 2 (SO 4 ) K(MnO 4 ) KOH NaOH Verbindung Kation Anion Ca(NO 3 ) 2 Na(NO 2 ) K 2 (CrO 4 ) K(HSO 4 ) K(HCO 3 ) Al(OH) 3 Ca(OH) 2 Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 221 von 236

222 Aufgabe 212 Geben Sie für die Verbindungen der Aufgabe 211 die Namen an. Aufgabe 213 Notieren Sie für die folgenden Salznamen die chemischen Formeln. a) Natriumhydrogenphosphat b) Kupfer(II)sulfat c) Aluminiumnitrat-Hemi-Hydrat d) Eisen(II)sulfat e) Eisen(III)sulfat f) Natriumkarbonat g) Kaliumhydrogenkarbonat h) Eisen(II)phosphat-Tri-Hydrat i) Kaliumdihydrogenphosphat Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 222 von 236

223 8.4.4 Eigenschaften Ionischer Verbindungen Schmelz- und Siedepunkte Als Folge der starken ionischen Bindung haben Ionenkristalle hohe Schmelz- und Siedepunkte. Die Zufuhr von Wärmeenergie führt zu einer höheren Beweglichkeit der Ionen, die schliesslich am Schmelzpunkt mit dem Zusammenbruch der regelmässigen Anordnung der Ionen einhergeht. Elektrische Leitfähigkeit Da die Ionen im Ionenkristall durch die starke ionische Bindung sehr fest an ihren Gitterplätzen gebunden sind, sind sie sehr unbeweglich. Dies hat zur Folge, dass ionische Verbindungen im festen Zustand den elektrischen Strom nicht leiten und auch sehr geringe Wärmeleitfähigkeiten besitzen. Im geschmolzenen Zustand sind Salze jedoch elektrische Leiter (Leiter 2. Ordnung, siehe unten), da nun die Ionen beweglich sind und Ladungen weitergeben können. Elektrischer Strom kann fliessen. Mechanische Eigenschaften Ionenkristalle sind nicht verformbar und spröde. Wie Abbildung 74 zeigt, lässt sich die Sprödigkeit auf die regelmässige und starre Anordnung der Ionen im Ionenkristall zurückführen Abbildung 74: Salze zersplittern unter der Einwirkung einer äusseren Kraft. Ionenkristalle sind spröde. Löslichkeit von Salzen und Eigenschaften von Salzlösungen Damit sich Salze überhaupt in einem Lösungsmittel lösen können, muss die Gitterenergie aufgewandt werden. Nur sehr polare Lösungsmittel wie z.b. Wasser sind hierzu in der Lage. Daher zeigen viele Salze hohe bis sehr hohe Löslichkeiten in Wasser und sehr geringe bis gar keine Löslichkeit in unpolaren Lösungsmitteln wie z.b.: Ethylacetat oder Hexan. Beim Lösevorgang wird die ionische Bindung zwischen den Ionen aufgebrochen und durch eine elektrostatische Anziehungskraft, welche zwischen den Ionen und den Lösungsmittelmolekülen wirksam ist, ersetzt. Die Ionen in der Lösung umgeben sich mit einer sogenannten Solvathülle. Im Falle von Wasser als Lösungsmittel spricht man von der Hydrathülle, die zu hydratisierten Ionen führt. Hydratisierte Ionen werden in Reaktionsgleichungen mit (aq) symbolisiert. Die Abkürzung steht für "aquatisiert". Beispiele: Cu 2+ (aq) und F - (aq). Die folgende Abbildung zeigt den Lösungsprozess von NaCl in Wasser. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 223 von 236

224 Abbildung 75: Veranschaulichung des Lösungsvorgangs eines Salzes in Wasser am Bespiel von NaCl in Wasser. Der Lösungsprozess kann mit einer Reaktionsgleichung wie folgt beschrieben werden: NaCl(s) > Na + (aq) + Cl - (aq) Nicht alle ionischen Verbindungen sind gut wasserlöslich. Man unterscheidet daher zwischen löslichen und schwerlöslichen Salzen. Beispielweise sind alle Salze der Alkalimetalle sehr gut in Wasser löslich und alle Erdalkalikarbonate sind in Wasser schwer löslich. Merke: - Salze lösen sich sehr gut in Wasser aber nur gering bis gar nicht in unpolaren Lösungsmitteln. - Die Löslichkeit L* gibt man in Gramm Salz pro 100 g Lösungsmittel an. -Die Löslichkeit ist temperaturabhängig und nimmt für viele Salze mit zunehmender Temperatur zu. Eine wässrige Salzlösung leitet wegen den darin enthalten frei beweglichen hydratisierten Ionen den elektrischen Strom. Eine Lösung die den elektrischen Strom leitet, nennt man eine Elektrolytlösung. Der folgende Kasten fasst die Definition von Elektrolyten zusammen. Definition von Elektrolyten Elektrolyte sind Stoffe, die in Wasser zu hydratisierten Ionen zerfallen (dissoziieren) können. Zerfällt der Stoff vollständig in die hydratisierten Ionen, so spricht man von einem starken Elektrolyt. Dissoziiert der Stoff nur teilweise in die hydratisierten Ionen, so liegt ein schwacher Elektrolyt vor. Elektrolytlösungen sind Lösungen von schwachen oder starken Elektrolyten. Diese Lösungen leiten, wegen der darin enthaltenen Ionen, den elektrischen Strom. Wenn der gelöste Stoff überhaupt nicht in die Ionen zerfällt, spricht man von einem Nichtelektrolyt. Lösungen von Nichtelektrolyten leiten den elektrischen Strom nicht. Beispiele: Zu den starken Elektrolyten zählen gut lösliche Salze, starke Säuren und Basen. Zu den schwachen Elektrolyten zählen alle Substanzen die sich zwar in Wasser lösen aber nicht vollständig dissoziieren. Hierzu sind alle schwachen Säuren zu zählen. Bedenken Sie, dass ein Elektrolyt nicht notwendigerweise ionisch aufgebaut sein muss! Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 224 von 236

225 Aufgabe 214 Bei welchen der abgebildeten Situationen handelt es sich um die Lösung eines schwachen Elektrolyten, eines starken Elektrolyten und eines Nichtelektrolyten? (Hinweis: Es wurden jeweils gleiche Stoffmengen im gleichen Volumen Wasser gelöst. Bei den Stoffen handelt es sich um Methanol (CH 3 OH), CaCl 2 und Ameisensäure (CH 3 COOH)) Da die Stromleitung von Salzlösungen und Salzschmelzen mit einer elektrolytischen Zersetzung des Salzes einhergeht (d.h. die Elektrolytlösung wird während des Leitens von Strom stofflich verändert), bezeichnet man Salzlösungen und Salzschmelzen als Leiter zweiter Ordnung Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 225 von 236

226 Elektrolyse Taucht man in eine Elektrolytlösung (z.b.: eine ZnI 2 -Lösung) zwei an eine Gleichstromquelle angeschlossenen Elektroden ein, spielt sich der Vorgang der Elektrolyse ab (-> Abbildung 76). Abbildung 76: Die Elektrolyse einer wässrigen ZnI 2 -Lösung. Dabei laufen folgende Vorgänge ab: - An der Anode, dem Pluspol, werden die Anionen zu Neutralatomen entladen, welche sich sofort zum Elementarstoff I 2 zusammenlagern. Bei diesem Vorgang haben die Anionen Elektronen abgegeben. Man nennt eine Elektronenabgabe eine Oxidation. - An der Kathode, dem Minuspol, werden die Kationen zu Neutralatomen entladen, der Elementarstoff Zn entsteht. Bei diesem Vorgang haben die Kationen Elektronen aufgenommen. Man nennt eine Elektronenaufnahme eine Reduktion. Insgesamt hat also eine Analyse des ZnI 2 stattgefunden: Zn 2+ (aq) + 2 I - (aq) Elektrolyse Zn(s) + I 2 Merke: - Elektrolyse ist die Umkehrung einer spontan ablaufenden chemischen Reaktion. Die Reaktion wird erzwungen durch die Zufuhr von elektrischer Energie. - Oxidation = Elektronenabgabe - Reduktion = Elektronenaufnahme - Eine Redoxreaktion ist eine chemische Reaktion, bei der eine Reduktion und eine Oxidation gleichzeitig ablaufen. Dabei erfolgt eine Elektronenübertragung zwischen den Reaktionspartnern. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 226 von 236

227 Aufgabe 215 Eine wässrige Lösung von Zinkiodid (CuBr 2 ) wird in ein U-Rohr gefüllt. In die Schenkel des U-Rohrs werden Graphitelektroden getaucht und eine Gleichspannung von drei Volt angelegt. Das Bild zeigt das Experiment nach einigen Minuten. a) Tragen Sie die fehlenden Teilchen in die linke Abbildung ein. b) Beschreiben Sie den am Minuspol ablaufenden Vorgang. c) Tragen Sie die fehlenden Teilchen in die rechte Abbildung ein. d) Beschreiben Sie den am Pluspol ablaufenden Vorgang. e. Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen für die Vorgänge an den Elektroden. Pluspol: Minuspol: f. Kreuzen Sie das jeweils richtige an. Eine Elektrolyse ist eine freiwillig ablaufende Reaktion. Bei einer Elektrolyse wandern verschiedene Ionen zu Plus- und Minuspol. Bei der Elektrolyse einer Salzlösung entstehen an beiden Elektroden Metalle. Bei der Elektrolyse einer Salzlösung entsteht höchstens nur am Minuspol ein Metall. Durch die Elektrolyse einer Salzlösung lässt sich am Pluspol ein Nichtmetall in elementarer Form gewinnen. Bei der Elektrolyse einer Zinkchloridlösung entsteht giftiges Chlor. Eine Elektrolyse kann mit Wechselspannung durchgeführt werden. richtig falsch Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 227 von 236

228 8.5 Metallische Bindung Isolierte Metallatome sind nur unter extremen Bedingungen existent (Ausnahme Hg-Atome im Hg- Dampf). Unter Normalbedingungen bilden die Metallatome ein Atomverband, ein Metallkristall. Dieser Atomverband ist der metallische Elementartstoff. Die Metallatome stossen dabei ihre Valenzelektronen ab. Die verbleibenden, kugelförmig gedachten, Atomrümpfe (Metallionen) lagern sich zu einer regelmässigen Kristallstruktur zusammen. Zwischen den Atomrümpfen entstehen Hohlräume (siehe das Beispiel, die Grösse der Atome). Der gesamte Hohlraum wird von den Valenzelektronen eingenommen. Die Valenzelektronen im Metallkristall verhalten sich wie ein Gas, weil sie, wie die Gase auch, den gesamten ihnen zur Verfügung stehenden Raum ausfüllen, man spricht daher auch von dem Elektronengas im Metallkristrall. Die resultierende Anziehungskraft zwischen den positiv geladenen Atomrümpfen und den negativ geladenen Elektronen des Elektronengases stellt die metallische Bindung dar. Diese Bindung hält die Metallatome in einen metallischen Stoff zusammen. Abbildung 77: Veranschaulichung der metallischen Bindung am Beispiel des Elementarstoffes Natrium. Anmerkung: Bedenken Sie bitte, dass obwohl die Metallatome beim Zusammenschluss zu einem Metallkristall ihre Valenzelektronen abgeben, die Valenzelektronen nach wie vor mit dem Metallrumpf in Beziehung stehen. Schliesslich werden die Metallrümpfe infolge der Anziehungskraft durch das Elektronengas zusammengehalten. Im Metallkristall teilen sich die Metallrümpfe alle Elektronen des Elektronengases in etwa so, wie sich die Atome in einem Molekül das Bindungselektronenpaar teilen. Man kann sich einen Metallkristall auch wie ein riesiges Molekül vorstellen mit leicht beweglichen Bindungselektronen. In den Ionenkristallen hingegen sind die Metallkationen völlig losgelöst von ihren Valenzelektronen, diese befinden sich nämlich in den Valenzschalen der Nichtmetallatomen, den Anionen, und sind einzig Teil des Nichtmetallatoms! Die typischen Eigenschaften der Metalle, wie elektrische Leitfähigkeit, Wärmeleitfähigkeit, Verformbarkeit und Glanz sind eine Folge der frei beweglichen Valenzelektronen. Durch Anlegen einer Spannung an ein Metallkristall kommt es zu einer gerichteten Wanderung der frei beweglichen Valenzelektronen des Metalls. Abbildung 78 veranschaulicht die elektrische Leitfähigkeit der Metalle Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 228 von 236

229 Abbildung 78: Die gute elektrische Leitfähigkeit der Metalle beruht auf die frei beweglichen Valenzelektronen im Metall. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 229 von 236

230 Aufgabe 216 Ionenkristalle und Metallkristalle im Vergleich 1. a) Beschreiben Sie den Aufbau eines Metallkristalls. 2. a) Beschreiben Sie anhand einer Abbildung den Aufbau eines NaCl-Ionenkristalls. Begründen Sie die unterschiedliche Größe der Kationen und der Anionen. b) Vervollständigen Sie die Modellzeichnung eines Aluminiumkristalls: Tragen Sie in die Kreise die Ladung der Atomrümpfe ein und zeichnen Sie dazwischen die entsprechende Anzahl an Elektronen als Punkte ein. b) Sind in Ionischen Verbindungen die Kationen immer kleiner als die Anionen? Begründen Sie. (Hinweis: siehe Abbildung 72) c) Begründen Sie anhand der Abbildung, warum ein Goldkristall nicht zerspringt, sondern sich mit einem Hammer zu dünnem Blattgold verformen lässt. c) Erkläre anhand einer Abbildung, weshalb ein Salzkristall unter dem Schlag eines Hammers zerspringt. c) Metalle leiten sowohl im festen als auch im flüssigen Zustand den elektrischen Strom. Das Metall verändert sich beim Stromdurchgang nicht. Erklären Sie diese Eigenschaft. d) Salze leiten den elektrischen Strom nur in der Schmelze oder in Lösung, nicht aber als Feststoff. Erkläre diese Eigenschaft. Beschreiben Sie, wie sich das Salz beim Stromdurchgang verändert. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 230 von 236

231 8.6 Bindungstypen im Vergleich Die Einteilung des Bindungstyps (Art der chemischen Bindung), der in einer Verbindung einem Atomverband vorliegt, kann auf zwei verschiedene Arten erfolgen. Man kann die Unterteilung einmal nach der Art Elemente vornehmen, die miteinander verbunden sind, oder man nimmt die Einteilung anhand der Elektronegativitätsdifferenz der miteinander verbundenen Atome vor. Beide Einteilungen sind sehr nützlich und ergänzen sich gegenseitig Einteilung des Bindungstyps anhand der Art der Elemente Diese Einteilung wurde schon sehr oft angesprochen und ist in folgender Tabelle zusammengefasst. Elementkombination in der Verbindung Metall + Nichtmetall; M+NM Metall + Halbmetall; M+HM Metall + Metall; M+M Nichtmetall + Nichtmetall; NM+NM Nichtmetall + Halbmetall; NM+HM Halbmetall + Halbmetall; HB+HB Bindungstyp Ionenbindung Metallische Bindung Elektronenpaarbindung Da der Bindungstyp auch die Stoffklassen festlegt, kann die im Kapitel 2.5 gezeigte Tabelle zur folgenden allgemeinen Einteilung der Stoffe erweitert werden. Die folgende Tabelle ist von fundamentaler Bedeutung und fasst alles bisher Besprochene zusammen. Sie sollte den Inhalt der Tabelle verinnerlichen und Teil Ihrer Allgemeinbildung werden lassen. Stoffklassen Metallische Stoffe Diamantartige Stoffe Salzartige Stoffe Molekulare Stoffe Beispiele Kupfer Messing Diamant Quarz Kochsalz Kalkstein Wasser Ethanol (Alkohol) Eigenschaften Siehe Kap. 2.5 Atomverbandstyp Atomkristall Atomkristall Ionenkristall Molekül Kleinste Stoffspezifische Teilchen Kation & Anion Ionen Atome Moleküle Elementkombination NM+NM NM+M NM+NM M+M NM+HM HM+HM HM+M & EN 1.7 NM+HM HM+HM Bindungstyp Kovalente Metallische Bindung Bindung (Elektronenpaabindung) Ionische Bindung Art der Wechselwirkung zwischen den kleinsten stoffspezifischen Teilchen Metallische Bindung Kovalente Bindung (Elektronenpaabindung) Ionische Bindung Kovalente Bindung (Elektronenpaabindung) (Hält die Atome zusammen) ZMK (Hält die Moleküle zusammen) Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 231 von 236

232 8.6.2 Einteilung des Bindungstyps anhand der Elektronegativitätsdifferenz Obwohl obige Einteilung sehr nützlich ist und zur chemischen Allgemeinbildung gehört, wird sie der Tatsache nicht gerecht, dass chemische Bindungstypen kontinuierlich ineinander übergehen. Dieser Tatsache kann über eine Einteilung der Bindungstypen nach der Elektronegativitätsdifferenz ( EN) der beteiligten Atome, Rechnung getragen werden. Der berühmte Chemienobelpreisträger Linus Pauling hat mithilfe des von ihm entwickelten Konzeptes der Elektronegativität den polaren Bindungsanteil einer Elektronenpaarbindung berechnet. Linus Pauling: Schrieb 1939 das sehr einflussreiche Buch: The Nature of the Chemical Bond. In diesem Buch wird u.a. das Konzept der Elektronegativität beschrieben Nobelpreis für Chemie Friedensnobelpreis, für seinen Einsatz gegen Atomwaffentests. Abbildung 79: Elektronegativitätsdifferenz und Bindungspolarität. Abbildung 79 zeigt die berechnete Bindungspolarität einer Elektronenpaarbindung in Abhängigkeit der EN. Nach Pauling ist diese Kurve wie folgt zu interpretieren: a) Wenn EN 1.7 ist, beträgt die Bindungspolarität 50%. Die Bindung zwischen den Atomen wird dann besser als ionische Bindung denn als Elektronenpaarbindung beschrieben. Es liegen dann keine Moleküle mehr vor sondern Ionenkristalle! Merke: Eine ionische Bindung liegt vor, wenn: M + NM oder & EN 1.7 M + HM b) Der Übergang zwischen den Bindungstypen erfolgt nicht abrupt, sondern kontinuierlich. In Abbildung 79 ist dies durch die überlappenden Pfeile dargestellt. c) Das Wasserstoffatom ist an Nichtmetall- und Halbmetallatomen immer über eine Elektronenpaarbindung gebunden. Die EN bestimmt also den Bindungstyp und damit auch die Art des Atomverbandes des Stoffes. Die EN legt fest, ob ein Stoff aus Molekülen (oder Atomkristalle) besteht oder aus einem Ionenkristall aufgebaut ist. Abbildung 80 fasst diesen wichtigen Punkt zusammen. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 232 von 236

233 Abbildung 80: Bindungstyp und Elektronegativität Zusammenfassung Wir können nun alles bisher Gesagte wie folgt zusammen fassen. Atome kommen mit Ausnahme der Edelgasatome stets als Atomverbände vor. Die Art des Atomverbandes und der darin realisierte Bindungstyp werden durch die Art der gebundenen Atome und deren EN bestimmt. Die Eigenschaften der Ionenkristalle und der Metallkristalle sind eine unmittelbare Folge der ionischen und der metallischen Bindung. In molekular aufgebauten Stoffen werden die Stoffeigenschaften durch die wirkenden ZMKs bestimmt, die ihrerseits eine Folge der Molekülpolarität sind. Wie wir gesehen haben, wird die Molekülpolarität sowohl von der Polarität der Elektronenpaarbindungen und somit von EN bestimmt als auch von der räumlichen Molekülstruktur. Abbildung 81: Übersicht über EN, Bindungstyp und Typ des Atomverbandes. Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 233 von 236

234 Aufgabe 217 Vervollständigen Sie folgende Tabelle. Beispiel Natriumchlorid Iod Kupfer Bindungsart im Atomverband Metallbindung Art der Teilchen Kationen und Anionen Art der Bindung elektrische Anziehung zwischen den positiv und negativ geladenen Ionen Schmelz- und Siedetemperaturen 801 C 1465 C 114 C 182,8 C 1085 C 2572 C Löslichkeit meist nur wenig löslich in Wasser, aber gut löslich in organischen Lösemitteln Verformbarkeit elektrische Leitfähigkeit Nichtleiter Kammermann/Soi Allgemeine und Anorganische Chemie Seite 234 von 236