Eine Einführung in die Stoffklasse der Salze

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1 Kapitel 6 Eine Einführung in die Stoffklasse der Salze Abb. 6.1: Aus Steinsalz werden auch Lampen gefertigt. Der Aufbau von salzartigen Stoffen unterscheidet sich grundsätzlich von anderen Stoffen. Sie lernen diese Besonderheiten auf den folgenden Seiten kennen. Sie lernen die Salze zu mit Worten zu benennen und mit Formeln zu beschreiben. Sie können den Aufbau von salzartigen Stoffen in eigenen Worten erläutern. Sie können Salze richtig benennen und korrekt mit Formeln beschreiben. Sie können Stoffeigenschaften von Salzen aus ihrem Aufbau ableiten.

2 106 Eine Einführung in die Stoffklasse der Salze 6.1 Eigenschaften, Aufbauprinzip und Struktur von Salzen Aufbau Als Salze werden Reinstoffe und Stoffgemische bezeichnet, deren kleinste Teilchen elektrisch geladen sind. Reine Salze bestehen dabei aus zwei Sorten kleinster Teilchen: einer positiv geladenen Sorte von Ionen, (Def) Kationen genannt und einer negativ geladenen Sorte von Ionen, die als (Def) Anionen bezeichnet werden. Das Zahlenverhältnis von negativ und positiv geladenen Ionen in einem Salz ist gerade so, dass sich insgesamt alle positiven und negativen Ladungen ausgleichen: Das Salz als Stoff ist insgesamt elektrisch neutral. Struktur Im festen Zustand weisen fast alle Salze eine regelmässige Anordnung auf. Anionen und Kationen sind im sogenannten (Def) Ionengitter regelmässig und sich ständig wiederholend angeordnet. Die Art der Anordnung ergibt sich aus der Grössenverhältnis und dem Zahlenverhältnis der beiden Ionensorten. Auch Druck und Temperatur bestimmen die Anordnung der Ionen. Die regelmässige Anordnung erstreckt sich in alle drei Raumrichtungen. Auch ein von Auge kaum sichtbarer Kristall besteht aus Billionen von regelmässig angeordneten Ionen. Eigenschaften Salze, als aus geladenen Teilchen aufgebaute Stoffe, zeichnen sich durch eine besondere Kombination von Eigenschaften aus: Hart und spröde Salze sind sehr harte Stoffe. Sie sind weder dehnbar, noch elastisch noch plastisch verformbar. Sie sind sehr spröde, das heisst Sie zersplittern bei plötzlicher und hoher Belastung. Hohe Schmelz- und Siedetemperaturen Alle Salze sind Feststoffe. Entweder werden Salze erst bei sehr hohen Temperaturen flüssig und gasförmig, oder sie zersetzen sich, bevor sie schmelzen oder sieden. Elektrisch leitend im flüssigen oder gelösten Zustand Feste Salze leiten den elektrischen Strom nicht. Erst wenn Sie entweder als Schmelze oder in Wasser gelöst vorliegen, leiten Salze den elektrischen Strom. Hydrophil und lipophob Wasser ist das beste Lösungsmittel für die meisten Salze. Aber auch in Wasser sind nicht alle Salze gut löslich. Sehr viele Salze sind aber in fettähnlichen Lösungsmittel vollständig unlöslich. Beispiel Kochsalz Das Salz, das Sie am besten kennen, wird mit der Formel NaCl beschrieben. Kochsalz ist aus positiv geladenen Natrium-Ionen (Na + ) und negativ geladenen Chlorid-Ionen (Cl ) aufgebaut. Als Stoff besteht Kochsalz aus harten, spröder Kristallen. Kochsalz wird erst bei Temperatur oberhalb von 800 C flüssig. Kochsalz löst sich gut in Wasser. Eine Kochsalz-Schmelze und eine Kochsalz-Lösung leiten den elektrischen Strom. Während dem Kochsalz-Kristalle meh-

3 Eine Einführung in die Stoffklasse der Salze 107 rere Meter gross werden können, sind die einzelnen Ionen so klein, dass wir uns ihre Anordnung lediglich mit Modellen vor Augen führen können. Vergleich Stoff - Teilchenmodell In der folgenden Gegenüberstellung von Kristall sowie 2D und 3D Modellansichten sind die Na + -Ionen als rote Kügelchen und Cl -Ionen als grüne Kügelchen dargestellt: Kochsalz-Kristall im 2D-Modell Kochsalz-Kristall im 3D-Modell Binäre Salze Besteht ein Salz aus zwei einatomigen Ionensorten, wie zu Beispiel Kochsalz, so spricht man von einem (Def) binären Salz. Der Name beschreibt die Tatsache, dass nur zwei Elemente, das heisst Atomsorten, vorkommen (bi für zwei). Da binäre Salze nur aus einatomigen Ionen bestehen, können Sie sich auch beim sehr starken Erhitzen nicht zersetzen. Binäre Salze besitzen somit einen Schmelzpunkt und häufig auch einen Siedepunkt. Schmelz- und Siedepunkte können bei binären Salzen sehr hoch liegen, wie das Beispiel Magnesiumoxid, MgO, zeigt: Schmelzpunkt 2852 C, Siedepunkt ca C. Im Gegensatz zersetzen sich Salze, die aus mehratomige Ionen aufgebaut sind bereits bei sehr viel niedrigeren Temperature. Der Grund liegt bei den kovalenten Bindungen in den mehratomigen Ionen, die durch Wärme gespalten werden.

4 108 Eine Einführung in die Stoffklasse der Salze 6.2 Die ionische Bindung Kraft zwischen Teilchen Ungleichartig geladene Körper und Teilchen ziehen sich an, gleichartig geladene Körper und Teilchen stossen sich ab. Die Anziehung zwischen ungleichartig geladenen Ionen in einem festen Salz wird als (Def) Ionische Bindung bezeichnet. Eine Frage des Abstandes Aus dem 2D-Modell von Kochsalz (Na + -Ionen als rote Kügelchen und Cl -Ionen als grüne Kügelchen dargestellt) wird deutlich, dass der Abstand zwischen benachbarten Na + -Ionen und Cl -Ionen kleiner ist, als der Abstand von Na + -Ionen zu anderen Na + -Ionen oder der Abstand von Cl -Ionen zu anderen Cl -Ionen. Da die elektrische Kraft abstandsabhängig ist, sind die anziehenden Kräfte in einem Ionengitter grösser als die abstossenden Kräfte. Zur Erinnerung Die Kraft zwischen zwei geladenen Körpern oder Teilchen ist Abhängig von den elektrischen Ladungen der beiden Körper, q1 und q2, und dem Abstand zwischen den Mittelpunkt der Körper. Das sogenannte (Def) Coulomb-Gesetz beschreibt die exakte Abhängigkeit der Kraft: Coulomb-Gesetz F q1 q2 d 2 (6.1) In Worten: Die Kraft zwischen den Teilchen ist proportional zu der Grösse der Ladungen q1 und q2 von Teilchen 1 und Teilchen 2 und umgekehrt proportional zum Quadrat des Abstandes d zwischen den Teilchen. Auch zur Erinnerung Gleichartige geladene Dinge stossen sich ab, ungleichartig geladene Dinge ziehen sich an. Ohne elektrische Ladung gibt es keine elektrostatische Anziehung oder Abstossung. Abb. 6.2: Elektrisch geladene Körper oder Teilen üben Kräfte aufeinander aus. [1]

5 Eine Einführung in die Stoffklasse der Salze Der elektronische Aufbau von Ionen Weshalb sind geladene Teilchen überhaupt stabil? Die Antwort ergibt sich durch einen Vergleich mit den Atomen der Edelgas-Elemente. Die Edelgas-Elemente Helium, Neon, Argon, Krypton, Xenon und Radon bestehen als einzige elementare Reinstoffe aus einzelnen Atomen. Diese Atome zeigen überhaupt kein Bestreben, Moleküle oder Ionen zu bilden. Die Ursache für diese hohe Stabilität der Edelgas-Atome ist im Aufbau ihrer Atomhülle zu suchen. Je nachdem, mit welchem Atommodell die Atomhülle beschrieben wird, heisst das: Die Atomhülle von Edelgas-Atomen in verschiedenen Atommodellen Im Schalenmodell weisen Edelgas-Atome eine ganz gefüllte Valenzschale (He, Ne) oder eine mit 8 Elektronen gefüllte Valenzschale (Ar, Kr, Xe, Rn) auf. Im Bohr-Sommerfeld-Modell mit Unterschalen sind bei Edelgas-Atomen die s- und p-unterschalen der Valenzschale ganz gefüllt. Im Orbital-Modell haben Edelgas-Atome die maximale Anzahl Elektronen in einem Zustand mit Nebenquantenzahlen l=0 und l=1 bei der höchsten Hauptquantenzahl n. Allgemeines Stabilitätsprinzip Die chemische Erfahrung zeigt, dass nicht nur einzelne Atome sehr stabil sind, wenn sie mit 2 oder 8 Elektronen gefüllte Atomhüllen besitzen: Alle kleinsten Teilchen, bei denen die Atomhüllen mit 2 beziehungsweise mit 8 Elektronen gefüllt sind, zeichnen sich durch eine besondere Stabilität aus. Diese Erfahrungstatsache wird in einer der wichtigsten chemischen Regeln zusammengefasst: der Edelgasregel. Die Edelgasregel Formulierung 1 Alle kleinsten Teilchen wie Atome, einatomige Ionen, Moleküle und mehratomige Ionen, bei denen sämtliche Atome Anteil an gleich vielen Elektronen haben, wie das Edelgas-Atom, das Ihnen im Periodensystem der Elemente am nächsten steht, zeichnen sich durch eine hohe Stabilität aus. Formulierung 2 Das chemische Verhalten von Atomen zeigt ihr Bestreben, Anteil an gleich vielen zu Elektronen haben, wie das Edelgas-Atom, das Ihnen im Periodensystem der Elemente am nächsten steht.

6 110 Eine Einführung in die Stoffklasse der Salze Für einatomige und mehratomige Ionen heisst das konkret: Die Edelgasregel bei Ionen: Einatomige Ionen Das einatomige Ion hat die gleiche Atomhülle wie das im Periodensystem der Elemente am nächsten gelegene Edelgas-Atom. Mehratomige Ionen Alle Atome erfüllen die Edelgasregel. Die Atome sind durch kovalente Bindungen verbunden. Mehratomige Ionen sind in diesen beiden Aspekten gleich wie Moleküle. Einatomige Ionen Die Elemente der Hauptgruppen I, II und III bilden positiv geladene Ionen und weisen die gleiche Elektronenhülle auf, wie die Edelgas-Elemente, das vor ihnen im Periodensystem stehen. Elemente der Hauptgruppe IV bilden keine einatomigen Ionen. Die Elemente der Hauptgruppen V, VI und VII bilden negativ geladene Ionen und weisen die gleiche Elektronenhülle auf, wie die Edelgas-Elemente, die nachihnen im Periodensystem stehen. Elemente der Hauptgruppe VIII sind Edelgas-Elemente. Einige Beispiele: Lithium-Ionen mit Ordnungszahl 3 (OZ 3) weisen die gleiche Elektronenhülle auf wie Helium-Atome (OZ 2). Sie besitzen also 2 e in der Hülle aber 3 p + im Kern. Die Ladung von Lithium-Atomen ist +1. Aluminium-Ionen (OZ 13) besitzen gleich viele Elektronen wie Neon-Atome (OZ 10). Die Ladung von Aluminium-Ionen ist +3. Aluminium-Ionen werden mit Al 3+ bezeichnet. Sauerstoff-Ionen mit OZ 8 weisen die gleiche Elektronenhülle wie Neon-Atome (OZ 10) auf. Die Ladung von Sauerstoff-Ionen ist -2 und die Schreibweise für Sauerstoff-Ionen ist O 2. Kurz und bündig dem PSE ableiten können: Merken Sie sich, wie Sie die Ladung von einatomigen Ionen einfach aus Positiv geladene einatomige Ionen Elemente der Hauptgruppen I, II und III bilden positiv geladene Ionen. Die Gruppennummer entspricht der positiven Ladung. Negativ geladene einatomige Ionen Elemente der Hauptgruppen V, VI und VII bilden negativ geladenen Ionen. Die Ladung der Ionen ergibt sich aus der Rechenregel: 8 - Gruppennummer.

7 Eine Einführung in die Stoffklasse der Salze Die Verhältnisformel von Salzen Lernaufgabe Ziel In dieser Aufgabe lernen Sie, Salze mit Verhältnisformeln zu beschreiben. Ablauf Sie arbeiten zu zweit in einer Partnerarbeit während 10 Minuten zusammen. Sie bearbeiten alle Teilaufgaben der Reihe nach schriftlich. Sie schlagen die Lösungen erst dann nach, wenn Sie alle Teilaufgaben gelöst haben. Teilaufgaben 1. Merken Sie sich: Eine (Def) Verhältnisformel beschreibt das Zahlenverhältnis, in welchem die positiv und die negativ geladenen Ionensorte zueinander in einem Salz vorkommen. 2. Bestimmen Sie die Verhältnisformel von Kochsalz. Das ist Salz, in dem die Elemente Natrium und Chlor vorkommen: a) Bestimmen Sie die Ladung der positiv und der negativ geladenen Ionensorte. b) In welchem Verhältnis müssen die positiv und die negativ geladenen Ionensorten im Salz enthalten sein, damit das Salz insgesamt elektrisch neutral ist? c) Drücken Sie dieses Zahlenverhältnis in Form von möglichst kleinen ganzen Zahlen aus. d) Schreiben Sie die Verhältnisformel auf, indem Sie zuerst das Atomsymbol der positiv geladenen Ionensorte schreiben, dann als tiefergestellten Index die Verhältniszahl für die diese Ionensorte und anschliessend das Atomsymbol für die negativ geladene Ionensorte, gefolgt von der anderen Verhältniszahl als tiefergestelltem Index. 3. Ihre Verhältnisformel sollte Na 1 Cl 1 lauten. Alle Index 1 können, wie auch bei allen anderen Formeln, weggelassen werden, so dass die Verhältnisformel NaCl geschrieben wird. 4. Falls Ihnen die Schritte zur Bestimmung der Verhältnisformel von Kochsalz nicht zu 100 % klar sind, beginnen Sie die Aufgabe wieder von vorne, ansonsten fahren Sie fort. 5. Bestimmen Sie auf die gleiche Art und Weise die Verhältnisformeln folgender Salze: a) Lithiumfluorid, das die Elemente Lithium und Fluor enthält. b) Kaliumbromid, das die Elemente Kalium und Brom enthält. c) Bariumiodid, das die Elemente Barium und Iod enthält. d) Calciumoxid, das die Elemente Calcium und Sauerstoff enthält. e) Rubidiumsulfid, das die Elemente Rubidium und Schwefel enthält. f) Aluminiumoxid, das die Elemente Aluminium und Sauerstoff enthält. g) Aluminiumnitrid, das die Elemente Aluminium und Stickstoff enthält.

8 112 Eine Einführung in die Stoffklasse der Salze Bemerkung Der Begriff Elemente wird hier im Sinne von Atomsorte verwendet. Lithiumfluorid enthält die Elemente Lithium und Fluor ist also so zu verstehen, dass im Reinstoff Lithiumfluorid Atomkerne des Typs Lithium und Atomkerne des Typs Fluor vorkommen. Achtung! Halten Sie Verhältnisformeln von Salzen und Summenformeln von Molekülen auseinander! Ein kleiner Tipp der stöchiometrische Index der positiv geladenen Ionensorte entspricht in vielen Beispielen gerade dem Ladungsbetrag der negativ geladenen Ionensorte. Umgekehrt gilt dasselbe. 6.5 Aufgaben zum Kapitel 1. Bestimmen Sie die Verhältnisformel der folgenden Salze: a) Bariumoxid (Elemente Ba und O) b) Magnesiumnitrid (Elemente Mg und N) c) Fraciumchlorid (Elemente Fr und Cl) d) Kaliumphosphid (Elemente K und P) 2. Worin liegt der fundamentale Unterschied zwischen einer Verhältnisformel und einer Summenformel? Formulieren Sie Ihre Antwort in ganzen Sätzen aus. 3. Erläutern Sie prägnant aber fachlich fundiert, weshalb Der kleine Tipp oben funktioniert. Geben Sie auch hier Ihre Antwort in Form von ausformulierten Sätzen an. 4. Bei welchen chemischen Formeln handelt es sich um eine Summenformel eines molekularen Stoffs, bei welchen um die Verhältnisformel eines Salzes und bei welchen um keines von beiden? Geben Sie zu jeder Antwort eine stichwortartige Begründung an. a) FCl b) NaK c) AlCl 3 d) MgCa e) CCl 4 f) LiBr Zu den Lösungen

9 Eine Einführung in die Stoffklasse der Salze Definitionen Definition 1 (Kation). Als Kation wird ein positiv geladenes einatomiges oder mehratomiges Ion bezeichnet. Definition 2 (Anion). Als Anion wird ein negativ geladenes einatomiges oder mehratomiges Ion bezeichnet. Definition 3 (Ionengitter). Als Ionengitter wird die regelmässige Anordnung von Ionen in einem festen Salz bezeichnet. Definition 4 (Ionische Bindung). Als ionische Bindung wird die elektrostatische Anziehung zwischen Ionen ungleichartiger Ladung in einem Ionengitter bezeichnet. Definition 5 (Coulomb-Gesetz). Das Coulomb-Gesetz beschreibt die Abhängigkeit der elektrostatischen Kraft zwischen zwei geladenen Körpern von ihrer Ladung und ihrem gegenseitigen Abstand und wurde nach dem französischen Physiker Henry Coulomb benannt. Definition 6 (Verhältnisformel). Ein Formeltyp, der die kleinstmöglichen Zahlenverhältnisse der Atome der beteiligten chemischen Elemente in einer chemischen Verbindung angibt. Definition 7 (Binäres Salz). Ein Salz, das aus einer einatomigen, positiv geladenen Ionensorte und einer einatomigen, negativ geladenen Ionensorte und somit aus zwei Elementen aufgebaut ist.

10 114 Eine Einführung in die Stoffklasse der Salze 6.7 Lösungen zu den Kapitelaufgaben 1. a) BaO b) Mg 3 N 2 c) FrCl d) K 3 P a) Summenformel Flüchtiger Stoff (Molekularer Stoff) b) Weder noch c) Verhältnisformel Salz d) Weder noch e) Summenformel Flüchtiger Stoff (Molekularer Stoff) f) Verhältnisformel Salz Zu den Aufgaben

11 Lernabsichten und Erfolgskriterien Lernabsicht Erfolgskriterium Unistrukturell Definitionen. Eigenschaften von Salzen kennen. Aufbau von Salzen kennen. Edelgasregel kennen. Ich kann alle Definitionen aufsagen und aufschreiben. Ich kann alle typischen Eigenschaften von Salzen aufzählen. Ich kann den Aufbau von Salzen in Wort, Schrift und mit Skizzen erläutern und beschreiben. Ich kann beide Formulierungen der Edelgasregel aufschreiben. Multistrukturell Edelgasregel anwenden. Verhältnisformel von Salzen Ich kann die Ladung von einatomigen Ionen mit Hilfe der Edelgasregel und des PSE ableiten. Ich kann die Verhältnisformel eines binären Salzes aus den enthaltenen Elementen ableiten.

12 Lernabsicht Erfolgskriterium Relational Stabilität von Teilchen beurteilen. Eigenschaften von Salzen verstehen. Schmelz- und Siedepunkte abschätzen. Salze und flüchtige Stoffe abgrenzen. Ich kann die Stabilität kleinster Teilchen mit ihrer elektronischen Struktur begründen, welche die Edelgasregel erfüllt. Ich kann die beiden Formulierungen der Edelgasregel auf die elektronische Struktur von Edelgas-Atomen und ihre Stabilität zurückführen. Ich kann die Eigenschaften von Salzen mit ihrem Aufbau in Beziehung setzen. Unterschiedliche Eigenschaften von binären und nicht-binären Salzen kann ich aus dem unterschiedlichen Aufbau ableiten. Ich kann das Coulomb-Gesetz anwenden, um die Stärke der ionischen Bindung im Salz abzuschätzen und kann mit Hilfe der Kenntnis des Aufbaus des Salzes ableiten, wie hoch Schmelz- und Siedepunkte sein könnten oder ob es bei starker Erwärmung zu einer Zersetzung kommen könnte. Ich kann in Worten fundiert argumentieren, weshalb es sich bei Salzen und flüchtigen Stoffen um zwei grundlegend unterschiedlich aufgebaute Stoffarten handelt.

13 Eine Einführung in die Stoffklasse der Salze Literaturverzeichnis [1] Seite Elektroskop (Funktionsweise) (Abgerufen: 22. August 2012, 20:35 UTC).