Ionenbindung tritt bei den Verbindungen von Metallen mit Nichtmetallen auf.

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1 Übungen zur Allgemeinen Chemie 1. Atombindung 1.1 In welchen der folgenden Stoffe tritt überwiegend a) Ionenbindung b) Atombindung auf: LiF, C(Diamant), C 2 H 6, CO 2, NH 3, Al 2 O 3, SiH 4, SO 2, BaO, KBr, CsCl? a) Ionenbindung: LiF, Al 2 O 3, BaO, KBr, CsCl b) Atombindung: C(Diamant), C 2 H 6, CO 2, NH 3, SiH 4, SO 2, Cl 2 Ionenbindung tritt bei den Verbindungen von Metallen mit Nichtmetallen auf. Nichtmetallatome bilden untereinander Atombindungen (auch Elektronenpaar- Bindungen genannt) aus, und zwar nicht nur in Verbindungen, sondern auch in elementaren Stoffen wie z.b. Diamant und Chlor. 1.2 a) Was bedeuten die mit 1 bis 4 nummerierten Striche in der Valenzstrichformel von H 2 O? H O H 4 b) Welche anderen Symbole kann man an die Stelle der Striche verwenden? c) Wie viel Elektronenpaarbindungen liegen im Molekül H 2 O vor? a) Die Striche 1 und 3 bedeuten bindende Elektronenpaare. Bindende Elektronenpaare werden zwischen die Elementarsymbole geschrieben. Sie gehören beiden Atomen gemeinsam an. Die Striche 2 und 4 bedeuten nichtbindende Elektronenpaare. b) An Stelle der Striche kann man Punkte schreiben, jeder Punkt bedeutet ein Elektron. H O H c) Zwei. Die beiden Wasserstoffatome sind durch je eine Elektronenpaarbindung an das Sauerstoffatom gebunden. 1

2 1.3 Was bedeuten die mit 1 bis 5 nummerierten Striche in der Valenzstrichformel von N 2? N N 4 Die Striche 1 und 5 bedeuten nichtbindende Elektronenpaare, die Striche 2 bis 4 bindende Elektronenpaare. 1.4 Setzen Sie in die leeren Kästchen die Summenformeln und Valenzstrichformeln der Moleküle ein, die Sie für die jeweiligen Elementkombinationen erwarten. In den Valenzstrichformeln sind alle bei den Atomen angebenden Elektronen zu berücksichtigen. Man erhält die Formeln nach folgendem Prinzip: Jedes ungepaarte Elektron kann mit einem ungepaarten Elektron eines anderen Atoms eine Elektronenpaarbindung bilden. H C H C O Cl H 2 CH 4 H 2 O HCl H H H H C H H H O H H Cl CO 2 CCl 4 O C O O 2 Cl Cl C Cl Cl Cl 2 O O O O Cl O Cl Cl 2 Cl Cl Cl Bei anderen möglichen Molekülen wie z.b. CO sind die Bindungsverhältnisse komplizierter. 1.5 Was versteht man bei den Hauptgruppenelementen unter Valenzelektronen? Bei den Hauptgruppenelementen sind an den Bindungen nur Elektronen der äußersten Schale beteiligt. Die Elektronen der äußersten Schale werden daher als Valenzelektronen bezeichnet. Die Elektronen der inneren Schalen brauchen bei der Betrachtung von Bindungen nicht berücksichtigt zu werden. 2

3 Bei der Bildung einer Verbindung werden allerdings nicht immer alle Valenzelektronen genutzt. 1.6 Wie viel Valenzelektronen haben die Atome der Elemente Bor und Stickstoff? B: drei Valenzelektronen (dritte Hauptgruppe) N: fünf Valenzelektronen (fünfte Hauptgruppe) 1.7 Wie viel Valenzelektronen haben die Atome der Elemente Kohlenstoff und Chlor? C: vier Valenzelektronen (vierte Hauptgruppe) Cl: sieben Valenzelektronen (siebte Hauptgruppe) 1.8 Worin besteht der wesentliche Unterschied zwischen einem Atomgitter und einem Molekülgitter? In Atomgittern sind die Gitterbausteine Atome. Sie sind durch kovalente Bindungen dreidimensional verknüpft. Beispiele: Diamant, Quarz, u. a. Die Bausteine in Molekülgittern sind isolierte Moleküle. Zwischen den Molekülen existieren nur schwache van der Waals sche Bindungskräfte. Beispiele: H 2 O, CO Ordnen Sie die folgenden Begriffe und Stoffe in das Schema ein: Atombindung, Coulombsche Anziehung, van der Waals sche Bindung, Ionen, Moleküle, Atome, stark, schwach, fest, gasförmig, CO BaO, Si. Kristallbausteine Art der Bindung zwischen den Gitterbausteinen Stärke der Bindung Aggregatzustand unter normalen Bedingungen Stoffe Ionen Coulombsche Anziehung stark fest BaO Atome Atombindung stark fest Si Moleküle van der Waalssche Bindung schwach flüssig/ gasförmig CO 1.10 Ordnen Sie diese Stoffe nach der Art der Bindung zwischen den Gitterbausteinen und nennen Sie den Aggregatzustand unter normalen Bedingungen a) flüssig oder gasförmig b) fest? CaO, CO 2, Al 2 O 3, NH 3, C 2 H 6, H 2 O, SiO 2 a) flüssig/ gasförmig: CO 2, NH 3, C 2 H 6, H 2 O b) fest: SiO 2 (Atomgitter), CaO, Al 2 O 3 (Ionengitter) Die unter a) genannten Stoffe bestehen aus Molekülen, in denen die Atome bindungsmäßig abgesättigt sind. Auf Grund der schwachen zwischenmolekularen Anziehungskräfte sind sie bei Standardbedingungen gasförmig. Da in den unter b) genannten Stoffen starke Bindungskräfte auftreten, sind diese Stoffe bei Standardtemperaturen fest. 3

4 2.1. Energieumsatz bei chemischen Reaktionen Welche Aussagen stecken in der chemischen Reaktionsgleichung H 2 + Cl 2 2 HCl Die Reaktionsgleichung gibt an, in welchem Stoffmengenverhältnis die Stoffe miteinander reagieren. Die Gleichung bedeutet also: 1. Ein Wasserstoffmolekül verbindet sich mit einem Chlormolekül zu zwei Chlorwasserstoffmolekülen. 2. Ein Mol H 2 verbindet sich mit einem Mol Cl 2 zu zwei Molen HCl. Allgemein gilt: In einer Reaktionsgleichung muss die Zahl aller beteiligten Atome auf beiden Seiten des Reaktionspfeils gleich groß sein (Atombilanz) Gegeben ist folgende Reaktionsgleichung mit Stoff- und Energieumsatz: H 2 + Cl 2 2 HCl; H = kj/mol a) Was bedeutet das Symbol in der Reaktionsgleichung? b) Was bedeutet H? c) Formulieren Sie diese Reaktion für die Bildung von 1 mol HCl mit Stoff- und Energieumsatz. a) vor einer Größe, die sich auf eine chemische Reaktion bezieht, bedeutet die Änderung dieser Größe pro Formelumsatz. Formelumsatz heißt für diese Beispiel die gesamte Umsetzung von 1 mol H 2 und 1 mol Cl 2 zu 2 mol HCl. b) Bei jeder chemischen Reaktion wird Energie umgesetzt. H ist die freiwerdende oder aufgenommene Reaktionswärme pro Formelumsatz, wenn die Reaktion bei konstantem Druck abläuft. Man nennt diese Größe Reaktionsenthalpie. Auch wenn eine Reaktion unvollständig abläuft, bezieht sich H immer auf den gesamten, durch die Gleichung angegebenen Umsatz, Also auf die Differenz zwischen dem durch die Gleichung angegebenen Endzustand und Anfangszustand. c) ½ H 2 + ½ Cl 2 HCl; H= - 92,5 kj/mol Bei der Bildung von 1 mol HCl aus ½ mol H 2 und ½ mol Cl 2 werden 92,5 kj abgegeben. Reaktionswärmen werden in kj angegeben (alte Einheit: kcal; 1 kcal = 4,187 kj) Setzen Sie in die leeren Kästchen ein: H positiv, H negativ, exotherme Reaktion, endotherme Reaktion. Beispiel Energie wird frei H negativ exotherme Reaktion C + O 2 CO 2 H = -394 kj/mol Energie muss zugeführt werden H positiv endotherme Reaktion N 2 + O 2 2 NO H = kj/mol 2.2 Mengenangaben bei chemischen Reaktionen Mol, Avogadro-Konstante, Stoffmenge 4

5 Wie ist die Einheit Mol definiert? Ein Mol ist die Stoffmenge, in der soviel Teilchen enthalten sind, wie Atome in 12 g des Kohlenstoffisotops 12 C. Die Teilchen können Atome, Moleküle, Ionen, Elektronen oder Formeleinheiten sein. Die Teilchenzahl, die ein Mol eines jedes Stoffes enthält, beträgt N A = 6,022 * mol -1. Sie wird als Avogadro-Konstante bezeichnet. Das Einheitenzeichen für das Mol ist mol Wie groß ist die Masse eines 12 C-Atoms? 12 g des Kohlenstoffisotops 12 C sind definitionsgemäß 1 mol. Ein 12 C-Atom hat demnach die Masse 12 6*10 23 g = * 1,66*10 g = 12 u Wie viel g sind a) 1 mol SO 2 b) 1 mol Na 2 SO 4? Atommassen: O 16,0 g/mol; Na 23,0 g/mol; S 32,1 g/mol Masse = Stoffmenge * molare Masse a) Molekülmasse : 32,1 g/mol + 2 * 16,0 g/mol = 64,1 g/mol Die Masse von 1 mol SO 2 beträgt 1 mol * 64,1 g mol -1 = 64,1 g b) Formelmasse: 2 * 23,0 g/mol + 32,1 g/mol + 4 * 16,0 g/mol = 142,1 g/mol 1 mol Na 2 SO 4 sind 142,1 g. Die Formelmasse ist zahlenmäßig gleich der molaren Masse in g mol -1. Oder anders ausgedrückt: Ein Mol eines Stoffes sind soviel Gramm, wie die Formelmasse angibt. Die Formelmasse ist gleich der Summe der Atommassen, der in der Formel enthaltenen Atome. Der Begriff Molekülmasse (Molekulargewicht) bezieht sich streng genommen nur auf einen Stoff, der tatsächlich aus Molekülen aufgebaut ist, wie z.b. SO Wie viel mol sind a) 120,3 g Ca, b) 120 g CaO c) 120 g MgO Atommassen: Ca 40,1 g/mol; Mg 24,3 g/mol; O 16,0 g/mol 120,3 g a) 120,3 g Ca sind = 3 mol 40,1 g mol -1 b) 120 g CaO sind 2,14 mol c) 120 g MgO sind 2,98 mol 5

6 Wie viel g Sauerstoff müssen sich mit 100 g Eisen verbinden, damit daraus Fe 2 O 3 entsteht. Die Atommasse von Fe beträgt 55,8 g/mol. 2 mol Fe verbinden sich mit 3 mol O. 111,6 g Fe verbinden sich also mit 48 g O. 48 g * 100 g 100 g Eisen verbinden sich folglich mit = 43 g Sauerstoff 111,6 g In welchem Massenverhältnis reagiert H 2 mit O 2 zu H 2 O? Reaktionsgleichung: 2H 2 + O 2 2 H 2 O Es reagiert 2 mol H 2 mit 1 mol O 2, also 4 g H 2 mit 32 g O 2. Das Massenverhältnis ist 1: ,42 g einer Verbindung, die nur Kohlenstoff und Wasserstoff enthält werden zu CO 2 und H 2 O verbrannt. Es entstehen 0,54 g H 2 O und 1,32 g CO 2. a) Welche allgemeine Summenformel hat die Verbindung? b) Ist die Angabe sowohl der entstandenen H 2 O-Menge als auch der CO 2 -Menge erforderlich, oder genügt eine der beiden Angaben? a) 0,54 g H 2 O enthalten 0,06 g H, das sind 0,06 mol H. 1,32 g CO 2 enthalten 0,36g C, das sind 0,03 mol C. Das Atomverhältnis von C zu H ist 1:2; Die allgemeine Formel lautet (CH 2 ) n. Es könnte sich z.b. um C 2 H 4 (Ethen) oder C 6 H 12 (Cyclohexan) handeln. b) Es genügt eine Angabe, da man die Masse des anderen Elements als Differenz zur Masse der verbrannten Verbindung erhält. Beispiel: Masse der Verbindung Masse des Wasserstoffs = Masse des Kohlenstoffs 0,42 g - 0,06 g = 0,36 g ,20 g eines Eisenoxids werden mit CO zu elementaren Eisen reduziert. Es entstehen 2,24 g Eisen. Geben Sie die Formel des Eisenoxids an. 2,24 g Fe sind 0,04 mol Fe. Der Sauerstoffgehalt des Eisenoxids beträgt 3,20 g 2,24 g = 0,96 g, das sind 0,06 mol O. Das Atomverhältnis Fe zu O beträgt 0,04 : 0,06 = 2 : 3 Die Formel lautet Fe 2 O Der Chemiker rechnet vorzugsweise mit der Stoffmenge (Einheit mol) und nicht mit der Masse (übliche Einheit g oder kg). Welchen Vorteil hat dies? Bei der Reaktion von einem Mol eines Stoffes A mit einem Mol eines Stoffes B nach der Reaktionsgleichung A + B AB reagieren dieselben Teilchenzahlen von A und B miteinander. Im Gegensatz zur Mengenangabe in Gramm erhält man bei der Verwendung von Stoffmengen sofort das Verhältnis der miteinander reagierenden Teilchen. 6

7 3.1 Ionenbindung Was versteht man unter einem Kristallgitter? In einem Kristall sind die Bausteine dreidimensional periodisch angeordnet. Die regelmäßige Anordnung nennt man Kristallgitter Aus welchen Bausteinen kann ein Kristallgitter aufgebaut sein? Die Kristallbausteine können Atome, Ionen oder Moleküle sein. Nach der Art der Kristallbausteine und der zwischen ihnen wirkenden Bindungskräfte unterscheide man zwischen Atomkristallen, Metallkristallen, Ionenkristallen und Molekülkristallen a) Welche Bindungskräfte treten in Ionenkristallen auf? b) Sind die Bindungskräfte gerichtet oder ungerichtet? a) Die Bindungskräfte sind elektrostatischer Natur. Kationen und Anionen ziehen sich auf Grund der entgegengesetzten elektrischen Ladung an. Die Anziehungskraft wird durch das Coulombsche Gesetz beschrieben. b) Die Anziehungskraft ist ungerichtet; sie ist in allen Raumrichtungen wirksam Was versteht man unter Gitterenergie eines Ionenkristalls? Die Gitterenergie ist die Energie, die frei wird, wenn sich Ionen aus unendlicher Entfernung einander nähern und einen Kristall bilden a) Welche Ionen treten in den Ionenverbindungen auf, die sich aus den Elementen Na, Ca, Al, O, F und Cl bilden? Na +, Ca 2+, Al 3+, O 2-, F - und Cl -. b) Welche Beziehung zwischen der Ionenladung und der Stellung der betreffenden Atome im Periodensystem stellen Sie fest? Na + : 1. Gruppe (Na-Atome besitzen 1 Valenzelektron); Ca 2+ : 2. Gruppe (Ca-Atome besitzen 2 Valenzelektronen); Al 3+ : 3. Gruppe (Al-Atome besitzen 3 Valenzelektronen) Allgemein: Ladung der Metallkationen = Gruppennummer (Anzahl der Valenzelektronen der Atome). O 2- : 6. Gruppe (O-Atome besitzen 6 Valenzelektronen); F - : 7. Gruppe (F-Atome besitzen 7 Valenzelektronen); Cl - : 7. Gruppe (Cl-Atome besitzen 7 Valenzelektronen); Allgemein: Ladung der Nichtmetallanionen = 8 Gruppennumer (Nichtmetallanionen besitzen die gleiche Anzahl Valenzelektronen wie ein Edelgasatom). b) Ordnen Sie die Ionen nach der Anzahl ihrer Valenzelektronen. Welche Edelgasatome besitzen so viele Valenzelektronen, wie die Ionen der oben genanten Elemente? Auftretende Ionen Edelgasatom mit gleicher Elektronenzahl 7

8 Na +, Al 3+, F - O 2- Neon (Ne) Cl -, Ca 2+ Argon (Ar) c) Geben Sie die Summenformeln aller Verbindungen an, die sich aus den genannten Ionen bilden können. Was müssen Sie bei der Aufstellung einer Summenformel beachten? NaF, Na 2 O, NaCl, CaF 2, CaO, CaCl 2, AlF 3, Al 2 O 3, AlCl 3 Zu Beachten: Die Ladungen aller Kationen und Anionen müssen sich gegenseitig aufheben. Die Summenformel gibt das Zahlenverhältnis aller Atome an, aus denen die Verbindung aufgebaut ist. Bei reinen Stoffen ist sie stets neutral Kann man die Verbindung CaO durch die Formel Ca = O wiedergeben? Nein, für Ionenverbindungen werden keine Bindungsstriche verwendet. Die korrekte Wiedergabe lautet: Ca 2+ O Was bedeutet in einem Ionengitter die Koordinationszahl? Die Koordinationszahl (KZ) eines Ions ist die Zahl der nächsten, gleich weit entfernten und entgegengesetzt geladenen Ionen, von denen es im Kristall umgeben ist In SiO 2 ist die Koordinationszahl der Sauerstoffionen zwei. Wie groß ist die Koordinationszahl von Silicium? Die Koordinationszahl der Siliciumionen ist vier. In Oxiden besitzen die Sauerstoffatome stets die Ladung 2 (siehe 1.1.5). Silicium steht in der vierten Hauptgruppe (Si-Atome besitzen vier Valenzelektronen) und wird daher im Oxid die Ladung +4 besitzen. Die Summenformel lautet folglich SiO 2 (Siliciumdioxid). Aus dieser Summenformel folgt, dass ein SiO 2 -Kristall doppelt so viele O-Atome (O 2- -Anionen) wie Si-Atome (Si 4+ -Kationen) enthält. Wenn nun jedes O-Atom im Kristallverband von zwei Si-Atomen umgeben ist (siehe Aufgabenstellung), muss jedes Si-Atom von doppelt so vielen, also vier O-Atomen umgeben sein. Anders formuliert: Das Verhältnis der Koordinationszahl von Silicium zu der von Sauerstoff muss 2:1 sein, da das stöchiometrische Verhältnis der Ionen 1:2 beträgt. Hinweis: Silicium zählt chemisch gesehen nicht zu den Metallen. Einige seiner Eigenschaften erinnern an die von Metallen, andere an die von Nichtmetallen. Die Bindungen im SiO 2 können daher entweder ionisch (Si 4+ (O 2- ) 2 ) oder als Atombindungen (siehe 1.2) betrachtet werden (Grenzfall). 8

9 3.2 Elektronegativität, polare Atombindungen Was versteht man unter Elektronegativität? Die Elektronegativität ist ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms in einer Bindung die bindenden Elektronen anzuziehen Chloratome sind elektronegativer als Wasserstoffatome. Wie wirkt sich die unterschiedliche Elektronegativität dieser Atome auf die Bindung im HCl- Molekül aus? Das elektronegativere Chloratom zieht das bindende Elektronenpaar stärker an als das H-Atom. Das bindende Elektronenpaar ist daher ungleichmäßig auf die beiden Atome verteilt, es liegt eine polare Atombindung vor. Die Polarität der Bindung kann durch die Partialladungen (Teilladungen) δ + und δ - zum Ausdruck gebracht werden: δ + H δ Cl In der Formelschreibweise kann man unpolare Atombindungen, polare Atombindungen und Ionenbindungen folgendermaßen darstellen: Unpolare Atombindung Cl Cl Polare Atombindung Ionenbindung δ + H δ Cl Na + - Cl zunehmende Elektronegativitätsdifferenz Welcher Zusammenhang besteht zwischen der Elektronegativität und der Ionisierungsenergie eines Atoms? Die Tendenz eines gebundenen Atoms, die Bindungselektronen an sich zu ziehen, wird um so größer sein, je größer die Fähigkeit des freien Atoms ist, seine eigenen Valenzelektronen festzuhalten. Die Ionisierungsenergie entspricht der Bindungsenergie zwischen einem Valenzelektron und dem Atomrumpf, sie muss dem Atom zugeführt werden, um eines seiner Elektronen aus der Valenzschale heraus zu lösen: Na + Ionisierungsenergie Na + + e Wie ändert sich die Elektronegativität a) innerhalb einer Gruppe, b) innerhalb einer Periode des Periodensystems (PSE)? a) Die Elektronegativität nimmt innerhalb einer Gruppe von oben nach unten ab und b) sie wird größer innerhalb einer Periode von links nach rechts. Die Elektronegativität von Wasserstoff liegt zwischer der von Bor und Kohlenstoff. 9

10 3.2.5 Ordnen Sie die folgenden Elemente nach steigenden Elektronegativität: a) C, N, O, Na, Al, sowie b) Si, S, Cl, O, K. Die Reihenfolge aus sich aus den in der vorausgegangenen Aufgabe angegebenen Regeln ableiten, wenn man die Stellung dieser Elemente im PSE kennt. a) Na, Al, C, N, O; b) K, Si, S, Cl, O a) Ordnen Sie die folgenden Verbindungen nach steigender Elektronegativitätsdifferenz der Bindungspartner: H 2 O, CH 4, MgO, NaF. Die Beispiele sind so gewählt, daß man sie ohne Elektronegativitätstabelle lösen kann. Man muß nur die Stellung der Elemente im PSE beachten. b) Ordnen Sie diese Verbindungen nach steigender Bindungspolarität. a) CH 4, H 2 O, MgO, NaF; b) CH 4, H 2 O, MgO, NaF. Die Reihenfolge ist identisch, weil sich die Bindungspolarität im Wesentlichen aus der Elektronegativitätsdifferenz ergibt. An diesen Beispielen erkennt man, dass es zwischen der Atombindung und der Ionenbindung fließende Übergänge gibt. Beide Bindungstypen stellen lediglich Grenzfälle der chemischen Bindung dar, die zu unterschiedlichen Anteilen an der Bindungen zwischen verschiedenen Elementen beitragen Geben Sie für die folgenden Bindungen durch Verwendung der Symbole δ + und δ - die Polaritätsrichtung der Bindung an: H-O, H-Cl, O-Si, S-O, Cl-O. δ + δ δ + δ δ δ + δ + δ δ + δ H O, H Cl, O Si, S O, Cl O. 10

11 3.3 Eigenschaften der Metalle Nennen Sie einige physikalische Eigenschaften, die für Metalle typisch sind. Typische Eigenschaften von Metallen sind: Gute elektrische Leitfähigkeit ( > 10 4 Ω -1 cm -1 ) Gute Wärmeleitfähigkeit Plastische Verformbarkeit (Duktilität) Hohes Lichtreflexionsvermögen (Metallglanz) Der Metallglanz tritt nur bei glatten Oberflächen auf. Bei feiner Verteilung (Pulver) sehen die Metalle grau oder schwarz aus, z.b. feinverteiltes Silber in der photographischen Schicht a) Vergleichen Sie die chemischen Eigenschaften von typischen Metallen mit denen von nichtmetallischen Elementen Chemische Eigenschaft Metalle Nichtmetalle Bildung von Ionen Kationen Anionen Elektronegativität niedrig hoch Neigung zur Oxidation der Elemente Reaktion der Oxide in Wasser hoch basisch gering sauer b) Geben Sie jeweils eine vollständige Reaktionsgleichung für die in der Tabelle genannten chemischen Reaktionen: Bildung von Ionen: 2 Ca(fest) + O 2 (g) 2 CaO(fest) (Ca 2+ und O 2- ); Elektronegativität: Ca: 1,0 und O: 3,5; Ionenbindung im CaO (Ca 2+ und O 2- ); Oxidation: Ca(fest) + 2 H 2 O Ca 2+ (aq) + 2 OH - (aq) + H 2 (g); 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O(g); Zur Oxidation von Nichtmetallen sind Luftsauerstoff oder stärkere Oxidationsmittel erforderlich. Reaktion von Oxiden mit Wasser: CaO(fest) + H 2 O CO 2 (g) + 2 H 2 O Ca 2+ (aq) + 2 OH - (aq); HCO - 3 (aq) + H 3 O + (aq). 11

12 9. Säuren, Basen und Elektrolyte 9.1 Welche Stoffe sind Elektrolyte? a) Stoffe, deren Lösungen den elektrischen Strom leiten? b) Stoffe, deren Schmelzen den elektrischen Strom leiten? c) Stoffe, die in Lösung durch Anlegen eines elektrischen Feldes in Ionen zerfallen? a) und b) richtig c) falsch Elektrolyte bilden in Lösungen oder Schmelzen bewegliche Ionen. Dazu ist das Anlegen eines elektrischen Feldes nicht erforderlich. Bei Anlegen eines elektrischen Feldes erfolgt Ionenleitung. Kristallisieren die Elektrolyte bereits im festen Zustand in Ionengittern, so nennt man sie echte Elektrolyte. Die Ionenleitung erfolgt bei diesen Stoffen auch in der Schmelze. Polare Molekülverbindungen, die mit Wasser unter Bildung von Ionen reagieren, nennt man potentielle Elektrolyte. 9.2 Welche der folgenden Stoffe sind a) echte Elektrolyte (liegen als Ionen vor), b) potentielle Elektrolyte (bilden in wässriger Lösung Ionen), c) Nichtelektrolyte (reagieren mit Wasser nicht zu Ionen)? Zucker, KCl, NH 3, Alkohol, NaF, HCl a) KCl, NaF b) NH 3, HCl c) Zucker, Alkohol Nur die unter a) und b) genannten Stoffe bilden in wässriger Lösung Ionen. Bei Zucker und Alkohol liegen in der Lösung neutrale Moleküle vor. 9.3 Formulieren Sie für die Elektrolyte KCl, NH 3 und HCl die Ionenbildung in wässriger Lösung. KCl (fest) Wasser K + (aq) + Cl - (aq) echter Elektrolyt NH 3 (aq) + H 2 O HCl(gasf.) + H 2 O NH 4 + (aq) + OH - (aq) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) potentielle Elektrolyte Ionen sind in wässriger Lösung hydratisiert. Hinweis: Bei Reaktionen in wässriger Lösung treten häufig Ionen in der Reaktionsgleichung auf. Neben der Atombilanz (siehe 3.1) ist bei Gleichungen mit Ionen auch ein Ladungsausgleich zu berücksichtigen: Die Summe der Ladungen aller Ionen muss auf beiden Seiten der Gleichung gleich groß sein. In den oben dargestellten Beispielen heben sich die positive und die negative Ladung der Ionen auf der Produktseite gegenseitig auf, so dass beide Seiten der Reaktionsgleichung neutral sind. 12

13 9.4 Skizzieren Sie schematisch die Hydratisierung eines Kations. Zeichnen Sie die Teilchen folgendermaßen: + Kation Wassermolekül + Wassermoleküle sind Dipole: δ δ + δ + Sie lagern sich mit der negativen Seite an das Kation. 9.5 Was versteht man unter dem Begriff Stoffmengenkonzentration (Konzentration)? Welches ist die übliche Einheit? Die Konzentration ist die Stoffmenge, die in einem bestimmten Volumen vorhanden ist. Die übliche Einheit ist mol/l. Für die Konzentration eines Stoffes A benutzt man die beiden Schreibweisen c A oder [A]. Zur Vereinfachung der Schreibweise werden manchmal nur die Zahlenwerte der Konzentration angegeben, ihre Einheit ist dann immer mol/l. 9.6 Sie sollen eine NaCl-Lösung der Konzentration 1 mol/l herstellen. Wie verfahren Sie: a) Lösen Sie 58 g NaCl in 1 l Wasser oder b) geben Sie zu 58 g NaCl soviel Wasser, dass Sie genau 1 l Lösung erhalten? (Formelmasse von NaCl: 58 g/mol) b) ist richtig, denn 58 g NaCl in 1 l Wasser gelöst ergeben nicht genau 1 l Lösung. 9.7 a) Wie viel Mol NaCl sind in 100 ml einer NaCl-Lösung der Konzentration 10-1 mol/l gelöst? b) Wie viel Gramm sind das? c) Wie groß ist der Massenanteil in dieser Lösung? a) In 100 ml sind 0,01 mol NaCl enthalten b) 0,01 mol * 58 g/mol = 0,58 g c) 0,58 % NaCl Bei kleinen Konzentrationen ist die Masse von 1 l Lösung näherungsweise 1 kg. 9.8 Welche Stoffe sind in wässrigen Lösungen Säuren bzw. Basen? Geben Sie eine allgemeine Definition. Säuren sind Stoffe, die in wässriger Lösung H 3 O + -Ionen bilden. Basen sind Stoffe, die in wässriger Lösung OH - -Ionen bilden. 13

14 9.9 Welche Stoffe sind nach der Theorie von Brönsted Säuren bzw. Basen? Geben Sie eine allgemeine Definition. Brönsted Säuren sind Wasserstoffverbindungen, die Protonen abspalten können. Brönsted Basen sind Stoffe, die Protonen anlagern können. Nach der Theorie von Brönsted steht eine Säure (S) im Gleichgewicht mit ihrer konjugierten Base (B). Säure (S) konjugierte Base (B) + Proton (H + -Ion) 9.10 Für die Teilchen CN -, S 2-, NH 3. H 2 O, HSO 4 -, HF sollen die zugehörigen Säuren bzw. konjugierten Basen gefunden werden. Beachten Sie, dass einige Teilchen sowohl als Säure als auch als Base reagieren können. Tragen Sie die Säure-Base- Paare in die Tabelle ein. Säure konjugierte Base Säure konjugierte Base HCN CN - H 2 O OH - HS - S 2- H 3 O + H 2 O NH 4 + NH 3 HSO 4 - SO 4 2- HF F - H 2 SO 4 HSO a) Formulieren Sie die Protolysereaktionen folgender Teilchen in wässriger Lösung: HCl, H 2 S, H 2 O, NH 4 +. b) Welches Säure-Base-Paar tritt bei allen diesen Protolysereaktionen auf? S 1 + B 2 B 1 + S 2 HCl + H 2 O Cl - + H 3 O + H 2 S + H 2 O HS - + H 3 O + H 2 O + H 2 O OH - + H 3 O + NH H 2 O NH 3 + H 3 O + b) Bei diesen Protolysereaktionen tritt immer das Säure-Base-Paar H 3 O + /H 2 O auf. 14

15 9.12 a) Formulieren Sie die Protolysereaktionen folgender Teilchen in wässriger Lösung: NH 3, CO 3 2-, CN -, S 2-. b) Welches Säure-Base-Paar tritt bei allen Reaktionen auf? B 1 + S 2 S 1 + B 2 NH 3 + H 2 O NH OH - CO H 2 O HCO OH - CN - + H 2 O HCN + OH - S 2- + H 2 O HS - + OH - b) Bei diesen Protolysereaktionen tritt dass Säure-Base-Paar H 2 O/OH - auf Setzen Sie in die leeren Kästchen des Diagramms Pfeile ein, so dass erkennbar wird, in welcher Richtung Säurestärke und Basenstärke zunehmen. Säurestärke Säure Base Basenstärke HCl Cl - H 3 O + H 2 O CH 3 C(O)OH CH 3 C(O)O - NH 4 + NH 3 HCO 3 - CO 3 2- H 2 O OH - Je stärker eine Säure ist, um so schwächer ist die konjugierte Base und umgekehrt. 15

16 9.14 a) Worauf beruht der Säurecharakter von hydratisierten Metallionen, z.b. [Al(H 2 O) 6 ] 3+? b) Wie hängt die Säurestärke von hydratisierten Metallionen mit der Ladung und dem Ionenradius zusammen? a) Der Säurecharakter von hydratisierten Metallionen beruht darauf, dass H 2 O- Moleküle der Hydrathülle Protonen abgeben können. [Al(H 2 O) 6 ] 3+ (aq) [Al(H 2 O) 5 OH] 2+ (aq) + H + (aq). Hinweis: Beachte die Atom- (siehe 3.1) und die Ladungsbilanz (siehe 4.3) in der dargestellten Gleichung b) Die Säurestärke eines hydratisierten Metallions ist umso größer, je kleiner der Radius und je höher die positive Ladung des Zentralion ist Reagieren die Salze K 2 CO 3, KNO 3, Na 2 S, Al 2 (SO 4 ) 3 in wässriger Lösung neutral, sauer oder basisch? Geben Sie jeweils die Reaktion an, durch die eine saure bzw. basische Lösung zustande kommt. K 2 CO 3 basisch CO 3 2- (aq) + H 2 O HCO 3 - (aq) + OH - (aq) KNO 3 neutral K + (aq) und NO 3 - (aq) Na 2 S basisch S 2- (aq) + H 2 O HS - (aq) + OH - (aq) Al 2 (SO 4 ) 3 sauer [Al(H 2 O) 6 ] 3+ (aq) + H 2 O [Al(H 2 O) 5 OH] 2+ (aq) + H 3 O + (aq) Zunächst erfolgt unter der Einwirkung des Wassers eine Dissoziation des Salzes (Spaltung in voneinander getrennte Ionen). Die Bildung der Hydrathülle um die Ionen in der Lösung bezeichnet man als Hydratation. Aus festem KNO 3 bilden sich z. B. die hydratisierten Ionen K + (aq) und NO 3 - (aq). Abgesehen von der Bildung der Hydrathülle stellt das Lösen eines Salzes in Wasser noch keine chemische Reaktion dar; Lediglich die Umgebung der Ionen wird verändert. Reagiert die Lösung eines Salzes sauer oder basisch, ist dies ein Hinweis auf eine nachfolgende chemische Reaktion der gebildeten hydratisierten Ionen mit den Wassermolekülen. Die dargestellten Beispiele zeigen, dass in Wasser gelöste Ionen wie Brönsted-Säuren bzw. Brönsted-Basen reagieren können. Die Anionen CO 3 2- und S 2- (oder O 2- ) sind Brönsted-Basen, denn diese Ionen nehmen Protonen vom Lösungsmittel Wasser (Säure) auf; Ihre Lösungen reagieren daher alkalisch. Das hydratisierte Al(III)-Ion gibt dagegen ein Proton an ein Wassermolekül ab. Es bilden sich H 3 O + -Ionen und die Lösung reagiert sauer. Da bei solchen Säuren Base Reaktion lediglich Protonen übertragen werden, nennt man eine solche Reaktion auch Protonen-Übertragungsreaktion, oder kurz Protolyse. Die neutrale Reaktion von hydratisierten K + (aq)-ionen oder z. B. von Alkoholen (z. B.: Ethanol, H 3 CCH 2 OH) kann im Rahmen der Säure-Base Theorie auch so dargestellt werden, dass die Säurestärke von K + (aq)-ionen oder die von Alkoholen schwächer als die Säurestärke von H 2 O ist, so dass diese sehr schwachen Säuren keine 16

17 Protonen auf ein Wassermolekül übertragen und die Lösung folglich neutral reagiert. Andererseits ist die Basenstärke von Cl - -Ionen in wässriger Lösung kleiner als die Basenstärke von H 2 O, so dass Cl - -Ionen in einer wässrigen Lösung nicht basisch, sondern ebenfalls neutral reagieren. Beispiel: K 2 CO 3 (fest) 2K + (aq) + CO 2-3 (aq), (Dissoziation und Hydratation) CO 2-3 (aq) + H 2 O HCO - 3 (aq) + OH - (aq), (Protolyse) Die Basenstärke von CO 3 2- (aq)-ionen ist größer als die von H 2 O (s. Aufg. 9.13). Eine Lösung von K 2 CO 3 reagiert daher basisch. Die Säurestärke der extrem schwachen Säure K + (aq) ist kleiner als die von H 2 O. K + (aq)-ionen zeigen keine Protolyse und somit keine saure Reaktion in wässriger Lösung Worauf beruht der Säurecharakter von Nichtmetalloxiden wie CO 2 oder SO 2? So wie Metallkationen enthalten auch Nichtmetalloxide keinen Wasserstoff, den sie in wässriger Lösung abspalten könnten. Dennoch reagieren Nichtmetalloxide wie CO 2 oder SO 2 sauer. Sie müssen daher ähnlich wie ein Metallkation zunächst Wassermoleküle binden. Anschließend kann ein gebundenes Wassermolekül Protonen abspalten. Beispiel: CO 2 (gasf) + H 2 O CO 2 H 2 O(aq) (Komplexbildung), CO 2 H 2 O(aq) + H 2 O HCO - 3 (aq) + H 3 O + (aq), (Protolyse). Der CO 2 -Wasser-Komplex, der sich im Wasser bildet, wird allgemein als als Kohlensäure bezeichnet und als CO 2 (aq) dargestellt (das angelagerte Wassermolekül wird in der mit aq bezeichneten Wasserhülle mit berücksichtigt; In Lehrbüchern findet man gelegentlich noch die ältere Summenformel H 2 CO 3 für den Komplex CO 2 H 2 O(aq)). 17

18 b). Berechnung von ph-werten 9.17 a) Was versteht man unter dem Ionenprodukt des Wassers? b) Welchen ph-wert hat Wasser bei 25 0 C? a) In einer wässrigen Lösung ist nun das Produkt aus den Konzentrationen der OH - (aq) und der H 3 O + (aq)-ionen bei einer gegebenen Temperatur sets konstant. K W = c(h 3 O + ) * c(oh - ) K W bezeichnet man als das Ionenprodukt des Wassers. Es besitzt bei 25 0 C einen Wert von mol 2 /l 2 und wird bei steigender Temperatur etwas größer. b) Der ph-wert ist der negative dekadische Logarithmus des Zahlenwertes der in mol/l angegebenen H 3 O + -Konzentration. ph = - lg c(h 3 O + ) Der ph-wert ist ein dimensionsloser Zahlenwert. In einer neutralen wässrigen Lösung sind die Konzentrationen von OH - (aq) und H 3 O + (aq)-ionen gleich gross. Ihre Konzentration in einer neutralen wässrigen Lösung beträgt bei 25 0 C jeweils 10-7 mol/l. Dies entspricht einem ph-wert von 7,0 (neutral). c(h 3 O + ) = c(oh - ) c(h 3 O + ) = 10-7 mol/l ph = 7. Ist die Konzentration der OH - (aq) und der H + (aq)-ionen bekannt, lässt sich das Ionenprodukt des Wassers leicht berechnen. Für eine neutrale Lösung bei 25 0 C gilt daher, wie oben schon erwähnt: K W = c(h 3 O + ) c(oh - ) = 10-7 mol/l * 10-7 mol/l = mol 2 /l Welchen ph-wert hat eine NaOH-Lösung der Konzentration 10-2 mol/l, unter der Annahme, dass NaOH in Wasser zu 100 % dissoziiert ist? Bei vollständiger Dissoziation der NaOH ist die Konzentration der OH - -Ionen gleich der eingesetzten NaOH-Konzentration: c(oh - ) = 10-2 mol/l. Da das Ionenprodukt des Wassers bei 25 0 C stets den Wert von mol 2 /l 2 annimmt, und unabhängig vom ph-wert der Lösung ist, lässt sich der ph-wert einer Lösung berechnen, wenn die Konzentration der OH - (aq)-ionen bekannt ist: c(h 3 O + ) = K W c(oh - ) mol 2 /l 2 c(h 3 O + ) = = mol/l 10-2 mol/l ph = -lg c(h 3 O + ) = - (lg ) = -(-12) = Eine HNO 3 -Lösung hat den ph-wert 3. Wie groß ist die HNO 3 -Konzentration? HNO 3 ist vollständig protolysiert. HNO 3 (aq) + H 2 O NO 3 - (aq) + H 3 O + (aq) 18

19 Bei vollständiger Protolyse bildet sich aus einem mol HNO 3 1 mol H 3 O + -Ionen. Dies bedeutet, dass die Nitrat-Ionen nicht protolysieren und keinen Beitrag zur Reaktionen der Lösung liefern. Es gilt daher: ph =-lg c(h 3 O + ) = -lg c Säure c(h 3 O + ) = 10 -ph = Es handelt sich um eine HNO 3 -Lösung der Konzentration 10-3 mol/l Welchen ph-wert hat eine H 2 SO 4 -Lösung der Konzentration 10-9 mol/l? ph = 7 In reinem Wasser ist c(h 3 O + ) = c(oh - ) = 10-7 mol/l. Eine 10-9 molare H 2 SO 4 -Lösung liefert höchstens 2 * 10-9 mol/l H 3 O +, eine verschwindend kleine Menge im Vergleich zu 10-7 mol/l. Diese Aufgabe zeigt, dass die Beziehung ph = - lg c Säure nur anwendbar ist, wenn c Säure größer als10-7 mol/l ist. 19

20 10. Redoxvorgänge (Oxidation, Reduktion, Redoxgleichungen) 10.1 Einfache Redoxvorgänge: Welche der folgenden Reaktionen (in Pfeilrichtung) sind Oxidationsvorgänge, welche Reduktionsvorgänge? a) Fe Fe e - b) O e - 2 O 2- c) Fe 3+ + e - Fe 2+ d) Na Na + + e - e) Fe 2+ Fe 3+ + e - Wie viel Redoxpaare treten bei den Reaktionen a) bis e) auf? a), d) und e) sind Oxidationsvorgänge b) und c) sind Reduktionsvorgänge Es treten vier Redoxpaare auf. Bei c) und e) handelt es sich um dasselbe Redoxpaar: Oxidation Fe 2+ Fe 3+ + e - Reduktion Für ein Redoxpaar gilt allgemein: Oxidation Reduzierte Form Reduktion Oxidierte Form + Elektronen Geben Sie für die folgenden Redoxpaare jeweils die oxidierte und reduzierte Form an: Cu Cu + + e - Cu 2+ + e - Cu + 2 Cl - Cl e - Al e - Al Cu 2+ +2e - Cu Reduzierte Form Oxidierte Form Reduzierte Form Oxidierte Form Cu Cu + Al Al 3+ Cu + Cu 2+ Cu Cu 2+ Cl - Cl 2 Beachten Sie, dass Cu + sowohl oxidierte als auch reduzierte Form sein kann Warum kann eine Oxidation bzw. eine Reduktion nicht isoliert ablaufen? Bei chemischen Reaktionen treten freie Elektronen nicht auf. Die Oxidation (Reduktion) eines Stoffes kann nur dann erfolgen, wenn gleichzeitig ein anderer Stoff reduziert (oxidiert) wird. 20

21 10.2. Spannungsreihe Ordnen Sie die Redoxsysteme a) bis h) in das unten gegebene Schema ein. Red (reduz. Form) Ox (oxidierte Form) + n e - Standardpotential E (V) a) Fe 2+ Fe 3+ + e - 0,77 b) Ag Ag + + e - 0,80 c) Na Na + + e - - 2,71 d) Zn Zn e - - 0,76 e) 2 Cl - Cl e - + 1,36 f) 2 H 2 O + H 2 2 H 3 O e - 0 g) 6 H 2 O + NO NO H 3 O e - + 0,96 h) 12 H 2 O + Mn 2+ MnO H 3 O e - + 1,51 Wachsendes Reduktionsvermögen der reduzierten Form Reduzierte Form Oxidierte Form E (V) Na Na + - 2,71 Zn Zn ,76 2 H 2 O + H 2 2 H 3 O + 0 Fe 2+ Fe ,77 Ag Ag + + 0,80 6H 2 O + NO NO H 3 O + + 0,96 2 Cl - Cl 2 + 1,36 12 H 2 O + Mn 2+ MnO H 3 O + + 1,51 wachsendes Oxidationsvermögen der oxidierten Form Die Anordnung von Redoxsystemen nach ihrem Standardpotential nennt man Spannungsreihe. Die Standardpotentiale sind ein Maß für das Redoxverhalten eines Redoxsystems in wässriger Lösung. Je positiver das Standardpotential ist, umso stärker ist die oxidierende Wirkung der oxidierten Form, je negativer das Standardpotential ist, umso stärker ist die reduzierende Wirkung de reduzierten Form Welche Teilchen können auf Grund der Spannungsreihe in wässriger Lösung miteinander reagieren? a) Zn + Ag + b) Ag + + Fe 3+ c) Cl 2 + Fe 2+ d) Na + H 3 O + e) Ag + Zn 2+ f) H 2 + Cl - g) Fe 3+ + Zn 2+ h) Cu + Fe 3+ i) Na + + Fe 2+ 21

22 Folgende Reaktionen können ablaufen: a) Zn(fest) + 2 Ag + (aq) Zn 2+ (aq) + 2 Ag(fest) c) Cl 2 (aq) + 2 Fe 2+ (aq) 2 Cl - (aq) + 2 Fe 3+ (aq) d) 2 Na(fest) + 2 H 3 O + (aq) 2 Na + (aq) + H 2 (gasf.) + 2H 2 O h) Cu(fest) + 2 Fe 3+ (aq) Cu 2+ (aq) + 2 Fe 2+ (aq) Es kann nur die reduzierte Form eines Redoxpaares mit der oxidierten Form eines anderen Redoxpaares reagieren. Daher findet in den Fällen b), f) und g) keine Reaktion statt. Die reduzierte Form des Redoxpaares (Red) kann nur dann Elektronen an die oxidierte Form (Ox) eines anderen Redoxpaares abgeben, wenn letzteres ein positiveres Potential hat, d. h. weiter unten in der oben angegebenen Spannungsreihe steht. Ordnet man die Paare so wie in Aufgabe , dann gilt die Regel links oben reagiert mit rechts unten. Red. Form Ox. Form Zn Zn 2+ Ag Ag + In den Fällen e) und i) kann daher ebenfalls keine Reaktion ablaufen Welche Metalle lösen sich in Säuren unter Wasserstoffentwicklung? Grundsätzlich können sich nur solche Metalle lösen, die ein negativeres Potential als das Paar H 2 /H 3 O + besitzen, also in der oben angegebenen Spannungsreihe oberhalb des Paares H 2 /H 3 O + stehen. Z.B. Na und Zn, nicht aber Ag. Einige unedle Metalle lösen sich jedoch nicht in Säuren. Dieses abweichende Verhalten bezeichnet man als Passivierung Oxidationszahlen Nicht nur Ionen auch komplexe kovalente Verbindungen können an Redoxvorgängen beteiligt sein. Bei der Betrachtung von Redoxreaktionen muss die Oxidationsstufe (Oxidationszahl) aller an der Reaktion beteiligten Elemente bekannt sein. Die allgemein gültigste Definition von Oxidations- und Reduktionsvorgängen bezieht sich daher auf die Änderung der Oxidationszahl der an der Reaktion beteiligten Elemente: Oxidation ist Elektronenabgabe, dabei wird die Oxidationszahl erhöht: A A n+ + n e - Reduktion ist Elektronenaufnahme, dabei wird die Oxidationszahl erniedrigt: B + m e - B m- Wie für alle chemischen Reaktionen müssen auch bei Redoxreaktionen die Atom und Ladungsbilanzen für beide Seiten der Reaktionsgleichungen ausgeglichen sein (siehe 9.3) Was versteht man unter der Oxidationszahl eines Elements? Oxidationszahlen (Abk. OZ) spielen bei Molekül-Verbindungen (Atomkristalle bzw. Moleküle mit kovalenten Elektronenpaarbindungen) eine ähnlich wichtige Rolle wie die Ionenladung bei Ionenverbindungen. Zur Ermittlung der OZ wird eine Verbindung gedanklich in Ionen aufgeteilt. Die erhaltene fiktive Ionenladung ist dann identisch mit der OZ des betreffenden Elements in der Verbindung. Zur Unterscheidung der OZ eines Elements von einer tatsächlichen 22

23 Ionen-ladung, schreibt man die OZ mit römischen Ziffern und Ionenladungen mit arabischen Ziffern, z. B. Ca 2+ bzw. Ca(II). Regeln zur Ermittlung von OZ der Elemente in einer Verbindung: - In einer neutralen Verbindungen ist die Summe aller OZ gleich null; d. h. die positiven und negativen OZ gleichen sich exakt aus. Bei Ionen (Kationen oder Anionen) ist die Summe der OZ aller beteiligten Elemente gleich der Ionenladung. - In Verbindungen, in denen nur ein Element auftritt (Elementverbindung) ist die OZ des betreffenden Elements null. So z. B. im O 2 (OZ von O: 0), Cl 2 (OZ von Cl: 0), H 2 (OZ von H: 0), Diamant (OZ von C: 0). - Bei Metallkationen, wie z. B. Na + (aq), Al 3+ (aq) etc., und Nichtmetallelement- Anionen, wie z. B. Cl -, O 2- etc., ist die OZ der betreffenden Elemente identisch mit der Ionenladung; z. B. Al 3+ (aq): Al(III); O 2- : O(-II). - In Oxiden besitzt Sauerstoff stets die OZ II. Nur in Verbindungen, in denen ein O- Atom an ein zweites O-Atom oder ein elektronegativeres Fluoratom gebunden ist, kann Sauerstoff eine größere OZ als II besitzen (z. B. im molekularen O 2 : OZ = 0). - In Halogeniden besitzen die Halogenatome die Oxidationszahl I. Nur in Verbindungen, in denen ein Halogenatom an ein elektronegativeres Atom gebunden ist, können die Halogene positive Oxidationszahlen besitzen. - In den Wasserstoffverbindungen der Nichtmetalle besitzt Wasserstoff die Oxidationszahl +I. In den Wasserstoffverbindungen der Metalle besitzt Wasserstoff die Oxidationszahl I. Aus der Summenformel einer Verbindung lassen sich häufig Rückschlüsse auf die OZ der beteiligten Elemente ziehen, da sich die positiven und negativen OZ der Elemente in der Summenformel exakt ausgleichen müssen. Beispiele: - Ionenverbindungen: CaCl 2 enthält Ca 2+ und doppelt so viele Cl - -Ionen Al 2 O 3 enthält auf zwei Al 3+ - Ionen drei O 2- -Ionen. kovalente Verbindungen: Ein CO 2 -Molekül besteht aus einem C(IV)-Atom und zwei O(-II)-Atomen. Das Atomgitter von SiO 2 enthält doppelt so viele O(-II)-Atome wie Si(IV)-Atome. OZ spielen beim Aufstellen von Redoxgleichungen eine wichtige Rolle Weiterführende Übung für fortgeschrittene Teilnehmer: Ermittlung der Oxidationszahlen der Elemente aus der Valenzstrichformel einer Verbindung. Gelegentlich erlauben die oben angegebenen Regeln keine eindeutige Zuordnung von OZ. In diesen Fällen lässt sich die Oxidationszahl (OZ) von Elementen in einer kovalenten Verbindung aus der Valenzstrichformel ermitteln. Hierzu betrachtet man die betreffende Verbindung wiederum gedanklich so, als wäre sie aus Ionen aufgebaut. Die Elektronen der kovalenten Bindungen werden nun jeweils vollständig dem elektronegativeren Partner zugeteilt. Die dabei auftretenden fiktiven Ionenladungen der Atome entsprechen den OZ der betreffenden Elemente. Beispiel: Wie lauten die Oxidationszahlen aller Atome im Calciumcarbonat, CaCO 3? Lösung: Ca 2+ -Ionen enthalten Calcium in der Oxidationsstufe +II. Zur Ermittlung der Oxidationszahlen der Elemente C und O im Carbonat-Dianion (CO 3 2- ) werden alle Bindungselektronen dem elektronegativeren O-Atom zugeteilt: 23

24 Die Bindungselektronenpaare werden dem elektronegativeren O-Atom zugeteilt: O O C O Man erhält die fiktiven Ionen mit den Oxidationszahlen C(IV) und O(-II): ΙΙ ΙΙ O O C IV O ΙΙ Das Carbonat-Anion wird so gedanklich in Kohlenstoff(+IV)- Atome, und drei Sauerstoff(-II)- Atome zerlegt Was versteht man unter der formalen Ladung eines Atoms? Formale Ladungen sollten nicht mit Oxidationszahlen oder tatsächlichen Ladungen von Atomen in einer Verbindung verwechselt werden. Während die Oxidationszahlen der Elemente in einer Verbindung den zugegeben häufig sehr unrealistischen - Grenzfall einer ionischen Bindung zwischen den Atomen wiedergibt, vernachlässigt das Konzept der formalen Ladungen jeglichen Elektronegativitäts-Unterschied zwischen den Bindungspartnern. Es beschreibt den ebenfalls häufig unrealistischen Grenzfall einer unpolaren Bindung. Die tatsächliche Ladung der Atome in einer Verbindung liegt daher meist zwischen den beiden genannten Grenzfällen. Werden alle bindenden Elektronenpaare einer kovalenten Verbindung ohne Berücksichtigung der Elektronegativität der beteiligten Atome gedanklich zu gleichen Anteilen auf die Bindungspartner aufgeteilt, erhält man die formale Ladung der Atome in der betreffenden Verbindung. Bei neutralen Molekülen erhält man dabei meist neutrale Atome mit ungepaarten Elektronen. Geht man jedoch von einem geladenen Ion mit kovalenten Bindungen aus, führt die gleichmäßige Aufteilung der bindenden Elektronenpaare auch zu geladenen Atomen. Betrachten wir zum Beispiel die Valenzstrichformel des Carbonat-Dianions, CO 3 2- : Das Kohlenstoffatom und eines der drei Sauerstoffatome im Carbonat-Anion besitzen eine formale Ladung von null, da sie im Carbonat-Anion formal die gleiche Zahl von Valenzelektronen aufweisen, wie die neutralen Atome (Anzahl der Valenzelektronen = Hauptgruppennummer). Zwei der drei O-Atome tragen formal eine negative Ladung, so dass die Gesamtzahl aller Ladungen wiederum der des Carbonat-Anions entspricht. Formale Ladungen treten nur in Valenzstrichformeln auf und werden in der Valenzstrichformel mit den Ladungssymbolen + bzw. gekennzeichnet. Die Valenzstrichformel des CO Anions lautet: O O C O Bei gleichmäßiger Aufteilung der bindenden Elektronenpaare auf die Atome O und C erhalten wir: O C O O 24

25 Geben Sie die Oxidationszahlen aller Elemente in folgenden Verbindungen an: MgO, H 3 PO 4, NH 3, HNO 3, H 2 S, H 3 O +, CO 2, SO Beispiel: H 2 SO 4 : H(+I), S(+VI), O(-II); (2 * I + VI ) + (4 * II ) = 0 MgO: Mg(+II), O(-II); II + (-II) = 0. H 3 PO 4 : H(+I), P(+V), O(-II); (3 * I + V)- (4 * II) = 0. NH 3 : N(-III), H(+I); (-III) + (3 * I) = 0. HNO 3 : H(+I), N(+V), O(-II); (I + V) + (3 * II) = 0. H 2 S: H(+I), S(-II); (2 * I) + (- II) = 0. H 3 O + : H(+I), (O-II); (3 * I) + ( II) = +1 CO 2 : C(+IV), O(-II); (IV) + (2 * II) = 0 SO 2-3 : S(+IV), O(-II); (IV) + (3 * -II) = a) Geben Sie für die in der Tabelle aufgeführten Elemente die maximale positive und die maximale negative Oxidationszahl an und nennen Sie dafür je eine Verbindung als Beispiel. a) Element max. negative Oxidationszahl Verbindungen max. positive Oxidationszahl Verbindungen S -II H 2 S, Na 2 S +VI H 2 SO 4, SF 6 O -II H 2 O, CaO, CO 2 Al +III Al 2 O 3, AlCl 3 N -III NH 3, Mg 3 N 2 +V HNO 3 H -I LiH, CaH 2 +I HCl, H 2 O b) Welche Beziehung zwischen den maximalen Oxidationszahlen der Elemente und ihrer Stellung im Periodensystem stellen Sie fest? Die maximale positive Oxidationszahl ist identisch mit der Gruppennummer N im Periodischen System bzw. der Zahl der Valenzelektronen des Elements. Die maximale negative Oxidationszahl beträgt 8 minus Gruppennummer (8 N). Auf Grund seiner besonderen Stellung im Periodensystem kann Wasserstoff nur in den Oxidationszahlen +I, 0 (im H 2 ) und I auftreten. Als elektronegativstes Element kann Fluor keine positiven Oxidationszahlen annehmen und Sauerstoff, das zweitelektronegativste Element, kann nur in Verbindungen mit Fluor positive Oxidationszahlen zeigen. Bei Metallen sind nur positive Oxidationsstufen sinnvoll. 25

26 10.4 Aufstellen von Redoxgleichungen: Was versteht man unter einer Redoxreaktion? Reaktionen, bei denen eine Oxidation gleichzeitig mit einer Reduktion auftritt, nennt man Redoxreaktionen. An einer Redoxreaktion sind immer zwei Redox-paare beteiligt. Es ist häufig übersichtlicher eine Redoxgleichungen gedanklich in zwei Teilgleichungen so zu zerlegen, daß eine Teilgleichung die Oxidation und die andere die hiermit gekoppelte Reduktion darstellt: Betrachten wir z. B. das Lösen von Kupfer in Salpetersäure (HNO 3 ): An dieser Reaktion sind zwei Redoxpaare beteiligt: Redoxpaar 1: Cu(fest) Cu 2+ (aq) + 2 e - ; * 3 (Oxidation von Kupfer) Redoxpaar 2: NO 3 - (aq) + 3 e H 3 O + (aq) NO(gasf.) + 6 H 2 O; * 2 (Reduktion von Nitrat-Ionen zum NO-Gas) Die Gesamtgleichung die eigentliche Redoxgleichung - erhält man durch Addition der beiden Teilgleichungen. Hierbei ist jedoch sicher zu stellen, dass alle in den Redox-Teilgleichungen auftretenden Elektronen übertragen werden. Wird Gleichung 1 mit drei und Gleichung 2 mit zwei multipliziert, treten in beiden Teilgleichungen gleich viele Elektronen auf (Elektronenbilanz), und die Elektronen lassen sich bei der Addition beider Teilgleichungen heraus kürzen: 3 Cu + 2 NO 3 - (aq) + 8 H 3 O + (aq) 3 Cu 2+ (aq) + 2 NO + 12 H 2 O Prüfen Sie die korrekte Atom- und Ladungsbilanz dieser Gleichung! Sie können nur korrekt sein, wenn auch die Elektronenbilanz stimmt. Hinweis für Fortgeschrittene: Das Redoxpaar 2 (NO 3 - (aq)/ NO) ist ein Beispiel für ein etwas komplizierteres Redoxsystem. Auch komplexe Redoxteilgleichungen lassen sich nach den bisher bereits erläuterten Regeln aufstellen: 1. Ermittlung der Oxidationszahlen der N-Atome (O-Atome besitzen die Oxidationszahl II) +V +II NO 3 - NO 2. Aus der Differenz der Oxidationszahlen der N-Atome erhält man die Zahl übertragenen Elektronen: +5-3 e - = +2 +V +II NO e - NO 3. Ladungsbilanz: Ausgleich der Ladungen auf beiden Seiten der Teilgleichung: Unterschiedliche Ladungen auf beiden Seiten einer Gleichung können bei Reaktionen in wässriger Lösung durch Hinzufügen von H 3 O + oder OH - ausgeglichen werden: in saurer Lösung gilt: NO - 3 (aq) + 4 H 3 O + (aq) + 3 e - NO(gasf.) in alkalischer Lösung gilt: NO - 3 (aq)+ 3 e - NO(gasf.) + 4 OH - (aq) 26

27 4. Atombilanz: Ausgleich der Atome jeder Sorte auf beiden Seiten der Teilgleichung: NO - 3 (aq) + 4 H 3 O + (aq) + 3 e - NO(gasf.) + 6 H 2 O oder NO - 3 (aq)+ 3 e H 2 O NO(gasf.) + 4 OH - (aq) Geübte können diese ersten Schritte auch wie folgt abkürzen: 1. Man schreibt die Zahl der ausgetauschten Elektronen über das betreffende Redoxpaar: 2 +V +II Cu(fest) + NO - (aq) Cu 2+ (aq) + NO(gasf.) Man multipliziert die beiden Redoxpaare wie oben angegeben 3 Cu + 2 NO 3 - (aq) 3 Cu 2+ (aq) + 2 NO(gasf.) 3. Ladungsbilanz und 4. Stoffbilanz ergeben dann die korrekte Gleichung: 3 Cu + 2 NO 3 - (aq) + 8 H 3 O + (aq) 3 Cu 2+ (aq) + 2 NO + 12 H 2 O Stellen Sie die Reaktionsgleichungen für folgende Reaktionen auf und nennen Sie für jede Gleichung die Zahl der pro Formelumsatz ausgetauschten Elektronen. a) Oxidation von Eisen an feuchter Luft; b) Auflösen von Aluminium in starken Mineralsäuren; c) Auflösen von Aluminium in Alkalilauge (NaOH-Lösung); d) Auflösen von Kupfer in Salpetersäure. a) 4 Fe + 3 O H 2 O 4 Fe 3+ (aq) + 12 OH - (aq); Es werden 4 x 3 Elektronen übertragen. Das gebildete Fe 3+ (aq) reagiert mit den OH- -Ionen zu Rost: 4 Fe 3+ (aq) + 12 OH - (aq) 4 Fe(O)OH + 4 H 2 O Hierbei ändert sich die Oxidationszahl von Eisen nicht; Es werden keine Elektronen übertragen. b) 2 Al + 6 H 3 O + (aq) 2 Al 3+ (aq) + 6 H 2 O + 3 H 2 Es werden 2 x 3 Elektronen übertragen. c) 2 Al + 6 H 2 O 2 Al 3+ (aq) + 6 OH - (aq) + 3 H 2 Es werden 2 x 3 Elektronen übertragen. Das gebildete Al 3+ (aq) reagiert mit OH - -Ionen zu [Al(OH) 4 ] - : Al 3+ (aq) + 4 OH - (aq) [Al(OH) 4 ] - (aq). d) 3 Cu + 2 NO 3 - (aq) + 8 H 3 O + (aq) 3 Cu 2+ (aq) + 2 NO + 12 H 2 O Es werden 3 x 2 Elektronen übertragen. 27

28 11. Elektrochemische Elemente 11.1 Galvanische Elemente Welche Aussage ist richtig? a) Ein galvanisches Element ist eine Vorrichtung, mit deren Hilfe man bestimmte chemische Reaktionen unter Gewinnung elektrischer Arbeit ablaufen lassen kann. b) Eine Kombination von 2 Redoxpaaren ist ein galvanisches Element. a) ist richtig. b) Die Kombination zweier Redoxpaare ist zwar eine notwendige, aber nicht hinreichende Bedingung für ein galvanisches Element. Die Besonderheit eines galvanischen Elements ist, dass die beiden Redoxvorgänge räumlich getrennt ablaufen Beantworten Sie für das in der Abbildung dargestellte galvanische Element (Daniell-Element) folgende Fragen: a) Welche Kationen müssen sich in den Reaktionsräumen I und II befinden? b) Welche Reaktionen laufen in den Reaktionsräumen I und II ab, und wie lautet die Gesamtreaktion? c) Welches ist der positive Pol, in welche Richtung fließen die Elektronen? d) Welche Funktion hat die Salzbrücke? Überlegen Sie, wie sich in den Reaktionsräumen I und II die Konzentrationen ändern. V Salzbrücke mit KCl-Lösung Cu -Elektrode Reaktionsraum I Reaktionsraum II a) Die Zinkelektrode kann im Reaktionsraum I nur mit Zn 2+ -Ionen ein Redoxpaar bilden. Entsprechend ist im Reaktionsraum II das Paar Cu/Cu 2+ vorhanden. b) I Zn Zn e - II Cu e - Cu Gesamtreaktion: Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu Die Reaktionsrichtung wird durch die Potentiale der beiden Redoxpaare bestimmt. Red. Form Ox. Form E (V) Zn Zn ,76 Cu Cu ,34 28

29 c) Da an der Zinkelektrode die Reaktion: Zn Zn e -, abläuft, entsteht dort ein Elektronenüberschuß. Die Elektronen fließen zur Kupferelektrode, die Kupferelektrode ist also der positive Pol. d) Im Raum I entsteht durch die Reaktion: Zn Zn e -, in der Lösung ein Überschuss an positiven Ladungen. Im Raum II entsteht durch die Reaktion: Cu e - Cu, in der Lösung ein Mangel an positiven Ladungen. Diese Ladungsdifferenz kann dadurch ausgeglichen werden, dass Anionen (meist SO 4 2- (aq)- Ionen) durch die Salzbrücke vom Raum II nach Raum I fließt Elektrolyse Die Reaktion Cu 2+ + Zn Cu + Zn 2+ läuft im galvanischen Element nach rechts (Auflösen des unedleren Metalls Zn und Bildung des edleren Metalls Cu). Wodurch kann man die Reaktion in umgekehrter Richtung ablaufen lassen? a) Durch drastische Erhöhung der Zn 2+ -Konzentrationen. b) Durch Anlegung einer Wechselspannung. c) Durch Anlegung einer Gleichspannung. d) Durch Elektrolyse c) und d) sind richtig. a) Selbst bei höchstmöglicher Zn 2+ -Konzentration kann die Reaktion nicht nach links ablaufen; dies wäre nur bei einem Verhältnis [Zn 2+ ]/[Cu 2+ ] > möglich. b) Mit einer Wechselspannung würde sich die Reaktionsrichtung dauernd umkehren. c) und d) Durch Anlegen einer Gleichspannung kann die Reaktion nur dann umgekehrt werden, wenn der negative Pol am Zn und der Positive Pol am Cu liegt. Diesen Vorgang nennt man Elektrolyse In der skizzierten Anordnung wird eine Elektrolyse durchgeführt. a) Welche Reaktionen laufen an den Elektroden ab? b) Geben Sie die Richtung des Elektronenflusses an. c) Welche Gesamtreaktion läuft ab? d) Wie groß muss die angelegte Spannung mindestens sein, damit eine Elektrolyse ablaufen kann? 29