2.8 2.8 SALZE ALZE 61 2.8.1 Die Bildung von Ionen 61 2.8.1.1 Drill&Practice: Vom Atom zum Ion 62 2.8.1.2 Namensgebung von Salzen Teil I 63 2.8.1.3 Drill&Practice: Vokabeltest einfache Ionen 64 2.8.1.4 Namensgebung von Salzen Teil II 65 2.8.1.5 Mineraldünger 66 2.8.1.6 Strukturformeln von Komplexionen 66 2.8.1.7 Drill&Practice Vokabeltest Komplexionen 67 2.8.1.8 Drill&Practice Salze mit Komplexanionen 68 2.8.1.9 Drill&Practice Ionen kombiniert zu Salzen 69 2.8.1.10 Kochsalz: Zusammensetzung und physiologische Wirkung 70 2.8.2 Ionenbindung und Ionengitter 71 2.8.2.1 Ionenbindung 71 2.8.2.2 Ionengitter 72 Gitterenthalpie 72 2.8.2.3 Ionenradius 72 2.8.2.4 Drill&Practice Atomradien und Ionenradien 73 2.8.2.5 Gittertyp, Koordinationszahl, Salzformel 74 2.8.3 Eigenschaften der Salze 75 2.8.3.1 Mechanisches Verhalten 75 2.8.3.2 Schmelz und Siedepunkte 75 Vergleich zwischen Molekülen und Salzen 75 Vergleich von verschiedenen Salzen 76 2.8.3.3 Elektrische Leitfähigkeit von Salzen 77 Salzschmelze 77 Salzlösung 77 2.8.3.4 Löslichkeit von Salzen in Wasser 78 2.8.3.5 Elektrolyse 79 2.8.4 Energetik des Lösens von Salzen 80 2.8.4.1 Drill&Practice Von Allem etwas 82 2.9 METALLE Metallische Eigenschaften 83 83 2.9.1 ElektronengasModell 83 2.9.1.1 Elektrische Leitfähigkeit 83 Temperaturabhängigkeit der elektrischen Leitfähigkeit 84 2.9.1.2 Wärmeleitfähigkeit 84 2.9.1.3 Duktilität (Verformbarkeit) 84 Härte 84 Glanz 85 Gitterstruktur 85 2.9.2 Legierungen 85 2.9.2.1 Drill&Practice Metalle und Bindungstypen 86
Salze KME 61 2.8 Salze 2.8.1 Die Bildung von Ionen Reaktion von Eisenwolle mit Sauerstoff Reaktion von Aluminium mit Brom Reaktion von Natrium mit Chlor Beobachtung Reaktionsgleichung Struktur der neuen Verbindung Bei der Reaktion von Metallen mit Nichtmetallen kann die ktettregel nur erfüllt werden, wenn das Metall Elektronen abgibt und das Nichtmetall diese aufnimmt. Es entstehen geladene Ionen: Positiv geladene Ionen werden Kationen genannt, negativ geladene Anionen. Diese Art von Verbindungen werden Salze genannt, sie sind gesamthaft elektrisch neutral. Salze sind Verbindungen, die sich im festen Zustand aus Ionen zusammensetzen. Meistens sind sie aus Metallionen und Nichtmetallionen aufgebaut. Salze können auch aus Komplexionen (z.b. S 2 4 ) aufgebaut sein. Es gibt keine Moleküle, die aus Metallatomen und Nichtmetallatomen bestehen, Moleküle sind immer aus Nichtmetallatomen aufgebaut.
Salze KME 62 2.8.1.1 Drill&Practice: Vom Atom zum Ion Füllen Sie die fehlenden Felder aus. Aluminium ist ein Beispiel. Elementname Lewisformel des Atoms Zahl Elektronen abgegeben aufgenommen dazugehöriges Ion das dem Ion entsprechende Edelgasatom Aluminium Al 3 Al 3+ Neon F Beryllium Kalium 2 Xenon Neon Ca S Stickstoff 3 Lösungen unter www.dinternet.ch.vu weiter zu Drill&Practice.
Salze KME 63 2.8.1.2 Namensgebung von Salzen Teil I Verbindungen, die aus zwei verschiedenen Elementen bestehen und Salze bilden enden auf id. Das Kation wird zuerst genannt, dann das Anion (z.b. NatriumChlorid = Natriumchlorid). Die Reaktionsmöglichkeiten der Elemente lassen sich aus dem PSE entnehmen. Alles was links steht (Metalle) gibt seine Valenzelektronen ab (die Anzahl ist aus der Gruppenzugehörigkeit zu entnehmen), damit wird die ktettregel erfüllt. Alles was rechts steht (Nichtmetalle) nimmt so viele Elektronen auf, dass die ktettregel erfüllt wird. Auch diese Zahl lässt sich aus der Gruppenzugehörigkeit entnehmen. Das Salz muss nach aussen gesamthaft elektrisch neutral sein. Daraus ergeben sich die Zahlenverhältnisse der Ionen. Für eine Reaktion von Magnesium mit Chlor heisst das: Magnesium 2. Hauptgruppe also 2 Valenzelektronen also Mg 2+ ; Chlor 7. Hauptgruppe also 7 Valenzelektronen also Cl. Damit das Salz Verhältnisformel nach aussen neutral wird, müssen ein Mg 2+ mit 2 Cl kombiniert werden. MgCl 2 heisst dann nicht Magnesiumdichlorid sondern schlicht Magnesiumchlorid. Zahlenverhältnisse werden nicht verbalisiert, das wäre sonst eine Tautologie wie ein "schwarzer Rappe" oder ein "weisser Schimmel". Viele Übergangsmetallionen besitzen die Möglichkeit eine unterschiedliche Anzahl von Elektronen abzugeben z.b. Fe 2+ und Fe 3+. Hier wird die Ladung in römischen Zahlen nach dem Elementnamen in ( ) angegeben z.b. Eisen(III) oxid Fe 2 3. Element Name des Anions Verbindung Formel Fluor Magnesiumbromid Chlor Aluminiumoxid Brom Eisen(II)chlorid Iod Eisen(III)chlorid Sauerstoff Natriumoxid Schwefel Zinkiodid Selen Titan(IV)carbid Stickstoff Kupfer(I)sulfid Phosphor Kupfer(II)sulfid Kohlenstoff Molybdän(IV)sulfid
Salze KME 64 2.8.1.3 Drill&Practice: Vokabeltest einfache Ionen 1 & 8 2 6 10 12 13 3 9 7 5 11 4 Tragen Sie die entsprechenden Namen in das Kreuzworträtsel ein und konstruieren Sie das Lösungswort. Lösungen unter www.dinternet.ch.vu weiter zu Drill&Practice. Waagerecht Senkrecht 3 C 1 F 2 6 H 2 2 S 8 10 P 4 Na 12 Ca 5 Na + 14 2 7 N 2 15 Cl 8 I 2 16 Br 2 9 P 3 19 S 2 11 N 3 20 F 13 Ca 2+ 21 Br 15 Cl 2 22 2 17 H (=Hydrid) 18 I 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13
Salze KME 65 2.8.1.4 Namensgebung von Salzen Teil II Die bisher besprochenen Ionen bezeichnet man als einkernige Ionen, da sie nur aus einem Element z.b. Cl, S 2 bestehen. Daneben gibt es jedoch auch Komplexionen, die aus mehreren Elementen aufgebaut sind z.b. S 2 4. Viele dieser Komplexionen leiten sich von Säuren ab. Ein Teilchen ist dann eine Säure, wenn es die Möglichkeit hat H + Ionen (Protonen) an die Umgebung abzugeben. Säure Komplexanion Name Formel Name Formel Name Formel Schwefelsäure H 2 S 4 HydrogensulfatIon SulfatIon Schweflige Säure H 2 S 3 HydrogensulfitIon SulfitIon Kohlensäure H 2 C 3 HydrogencarbonatIon CarbonatIon Phosphorsäure H 3 P 4 Dihydrogenp hosphation HydrogenphosphatIon PhosphatIon Salpetersäure HN 3 NitratIon Salpetrige Säure HN 2 NitritIon Essigsäure CH 3 CH HAc AcetatIon Ac Chlorsäure HCl 3 ChloratIon Chlorige Säure HCl 2 ChloritIon Hypochlorige Säure HCl Hypochlorit Ion Iodsäure HI 3 IodatIon Wasser H 2 Hydroxid Ion Basen wiederum haben die Möglichkeit aus ihrer Umgebung ein H + Ion aufzunehmen. Daraus resultieren Komplexkationen, von denen hier nur zwei wichtig sind. Basen Komplexkation Ammoniak NH 3 AmmoniumIon Wasser H 2 xoniumion (alt HydroniumIon)
Salze KME 66 2.8.1.5 Mineraldünger Füllen Sie die entsprechenden Namen ein. 2.8.1.6 Strukturformeln von Komplexionen Die Strukturformeln der KomplexIonen lassen sich nach der Anleitung der "Strukturbestimmung der Moleküle" zeichnen. Bei der Berechnung der Valenzelektronen muss die Ladung des Teilchens berücksichtigt werden. Die ktettregel gilt zwingend. Da der Umgang mit den Ionen und den Komplexionen für den nachfolgenden Unterricht von grosser Bedeutung ist, müssen alle Namen der Ionen auswendig gelernt werden. Ausserdem sollen alle Strukturen der Komplexionen (Teil II) gezeichnet werden können. Beispiel: NitratIon
Salze KME 67 2.8.1.7 Drill&Practice Vokabeltest Komplexionen 2 1 10 14 12 22 23 18 20 5 16 9 11 24 7 8 4 13 21 15 Senkrecht 1 HCl 3 2 N 2 3 H 2 S 4 4 CH 3 C 5 H 2 P 4 7 HS 3 9 H 2 10 C 2 3 12 HP 2 4 14 HN 2 16 I3 18 CH 3 CH 21 HS 4 22 H 26 HI 3 28 S 2 4 Waagerecht 6 HCl 8 HCl 2 11 H 2 S 3 13 HC 3 15 H 3 P 4 17 H 2 C 3 19 HN 3 20 S 2 3 21 Cl 23 N 3 24 Cl 3 25 Cl 2 27 P 3 4 3 17 Zusammengesetzte Worte aneinanderschreiben Umlaute: ä = ä etc Lösungen unter www.dinternet.ch.vu weiter zu Drill&Practice. Lösung M 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 M
Salze KME 68 2.8.1.8 Drill&Practice Salze mit Komplexanionen Tragen Sie in der Tabelle Namen und Formeln ein. Kombinieren Sie soviel Kationen und Anionen miteinander, dass das Salz nach aussen neutral ist. N 3 C2 3 P3 4 Na + Natriumcarbonat Na 2 C 3 Mg 2+ Al 3+ Notieren Sie die Formeln der Salze Kaliumhydrogencarbonat Ammoniumsulfit Ammoniumdihydrogenphosphat Aluminiumchlorit Chrom(II)hydrogensulfat Notieren Sie die Namen der Salze Ni(HS 3 ) 2 MgHP 4 Co(N 3 ) 2 Al(H) 3 NaCl Lösungen unter www.dinternet.ch.vu weiter zu Drill&Practice.
Salze KME 69 2.8.1.9 Drill&Practice Ionen kombiniert zu Salzen Tragen Sie das entsprechende stabile Kation ein und konstruieren Sie die Salzformel. (unabhängig davon, ob die Substanz wirklich existiert) Hierfür sind immer so viele Kationen und Anionen zu kombinieren, dass das Salz nach aussen neutral ist. Beispiel: Kupfer (1. Möglichkeit), Cu 2+ ; für N 3 gilt Cu(N 3 ) 2 Atom Kation 2 Cl S 2 N 3 Br S 2 4 H 2 P 4 C2 3 Lithium Magnesium Aluminium AmmoniumIon Fe (1. Möglichkeit) Fe (2. Möglichkeit) Natrium Silber Mangan (nur Mangan II) Lösungen unter www.dinternet.ch.vu weiter zu Drill&Practice.
Salze KME 70 2.8.1.10 Kochsalz: Zusammensetzung und physiologische Wirkung Was ist das nit gifft ist? Alle ding sind gifft und nichts ohn gifft. Allein die Dosis macht das ein ding kein gifft ist. Theophrastus Bombastus Paracelsus 1537, Einsiedeln und Basel
Salze KME 71 2.8.2 Ionenbindung und Ionengitter 2.8.2.1 Ionenbindung Anionen und Kationen üben aufgrund ihrer unterschiedlichen elektrischen Ladung eine starke Anziehung aufeinander aus. Diese Anziehungskraft wird als Ionenbindung bezeichnet. Ionenbindungen sind im Gegensatz zu Atombindungen ungerichtet. Dies ergibt sich zwangsläufig aus der Modellvorstellung der Überlappung von rbitalen bei Atombindungen (wie unten für Diamant noch einmal dargestellt) und des Wirkens von Coulomb'schen Kräften bei Ionenbindungen. Das CAtom im Diamant kann genau 4 Bindungen tetraedrisch zu 4 anderen CAtomen eingehen. Für die Bindung entsteht eine Raumrichtung und daraus die Eigenschaft des Diamanten. C C C C C Bei Salzen kann sich jedes Ion mit mehreren Ionen der entgegengesetzten Ladung umgeben, wobei sich die Ionen systematisch in einem Ionengitter anordnen. Anziehungskräfte sind nicht sättigbar. Es ist unerheblich, wie viele bjekte sich um einen Anziehungspunkt gruppieren, ob 1 oder 8, die Anziehungskräfte sind für jedes der Paare identisch. Die Anziehungskraft lässt ja nicht nach, nur weil eine Konkurrenzsituation eintrifft, es kommt jedoch zu einer Abneigung der Konkurrenten untereinander. Chemisch ausgedrückt: Die Anziehung zwischen Kationen und Anionen ist nach dem Coulomb schen Gesetz abhängig von Ladung und Abstand. b 1 Anion oder 8 Anionen um ein Kation gesetzt werden, ist für die Anziehungskräfte unerheblich, für die Abstossungskräfte der Anionen untereinander jedoch ausschlaggebend.
Salze KME 72 2.8.2.2 Ionengitter Gitterenthalpie Entstehen bei chemischen Reaktionen aus Atomen oder Molekülen Ionen, so bildet sich aufgrund der Anziehung ein Ionengitter. Dabei wird die sog. Gitterenergie frei. + + + + Da Anziehungs und Abstossungskräfte wirken, versuchen die Ionen sich in einem Zustand maximaler Anziehung zu ordnen. Abhängig vom Verhältnis der Ionenradien der Kationen und Anionen können sich verschiedene Gittertypen ausbilden. Nachfolgend werden diese Gittertypen vorgestellt. Es ist relativ schwierig die Geometrie eines Ionengitters aus der Formel abzuleiten. Man kann die Lage der Ionen in Ionengittern aber durch Röntgen von Kristallen bestimmen. Warum sich Ionen gerade in einem bestimmten Gittertyp organisieren hängt von vielen Faktoren, u.a. auch von dem Verhältnis der Ionenradien der Kationen und Anionen ab. 2.8.2.3 Ionenradius Der Übergang vom Atom zum Ion ist immer mit einer Aufnahme oder einer Abgabe von Valenzelektronen verbunden. Die Anzahl der Protonen bleibt selbstverständlich konstant. Betrachtet man stabile Kationen z.b. Na +, Ca 2+ oder Al 3+, so ist die ursprüngliche Valenzschale des zugehörigen Atoms nicht mehr besetzt: Valenzschale für Na ist Schale 3, für Na + ist es Schale 2. Damit ist der Ionenradius erheblich kleiner als der Atomradius. Andererseits nimmt der Radius zu, wenn aus einem Atom ein Anion entsteht z.b. Cl zu Cl. Das zusätzliche Elektron erzeugt eine gewisse zusätzliche Elektronen ElektronenAbstossung in der Atomhülle.
Salze KME 73 2.8.2.4 Drill&Practice Atomradien und Ionenradien Diese Übung vereinigt viel Vorwissen: Gesetz von Coulomb, Atommodell nach Bohr, rbitalmodell, Salze und Salzbildung, Kenntnis der rdnung im Periodensystem. Geben Sie zu allen Fragen die entsprechenden Antworten mit theoretischer Begründung. In den unten stehenden beiden Grafiken sind die absoluten Zahlen völlig unwichtig, einzig und allein zählt "das Prinzipielle". 1. Betrachten Sie das Verhalten von Atomradien in Perioden. Gehen Sie dazu der Einfachheit halber von links nach rechts vor. Notieren Sie Ihren Befund und geben Sie eine theoretische Begründung. 2. Betrachten Sie das Verhalten von Atomradien in Gruppen. Gehen Sie dazu von oben nach unten vor. Geben Sie auch hier wieder eine theoretische Begründung. 3. Betrachten Sie das Verhalten von Ionenradien in Perioden. Gehen Sie auch hier wieder von links nach rechts vor. Achten Sie auf die real möglichen Ionen die entstehen können. Interessant ist es Na + /Mg 2+ /Al 3+ untereinander zu vergleichen (Anzahl der Elektronen?) und das dann mit den Atomen Na/Mg/Al zu vergleichen. 4. Decken sich diese Erkenntnisse mit den Auswertungen aus Aufgabe 1? 5. Betrachten Sie das Verhalten von Ionenradien in Gruppen. Entspricht das Ihren Vorstellungen? Atomradien (pm) Ionenradien (pm) Lösungen unter www.dinternet.ch.vu weiter zu Drill&Practice.
Salze KME 74 2.8.2.5 Gittertyp, Koordinationszahl, Salzformel Jeder Gittertyp hat als Charakteristikum eine bestimmte Koordinationszahl. Die Koordinationszahl gibt die Anzahl der nächsten, entgegengesetzt geladenen Ionen an. Gittertyp: Koordinationszahl Kation: Koordinationszahl Anion: Verhältnisformel: Anzahl der Kationen, die sich innerhalb des grossen Würfels befinden: Anzahl der Anionen, die sich innerhalb des grossen Würfels befinden: Betrachtet man einen beliebigen Raum z.b. den obigen Würfel aus einem regelmässigen Salzgitter, so lässt sich auf die Verhältnisformel (=Salzformel) schliessen, die keine Molekülformel darstellt, sondern das rechnerische Verhältnis der beiden Ionen in einem bestimmten Raum. Gittertyp: Koordinationszahl Kation: Koordinationszahl Anion: Anzahl Kationen: Anzahl Anionen: Not drawn to scale! Verhältnisformel: Gittertyp: Koordinationszahl Kation: Koordinationszahl Anion: Anzahl Kationen: Anzahl Anionen: Verhältnisformel: Welcher Zusammenhang besteht zwischen Koordinationszahl, Ionenladung und Salzformel? Am CaF 2 sieht man diesen Zusammenhang am besten.
Salze KME 75 2.8.3 Eigenschaften der Salze 2.8.3.1 Mechanisches Verhalten Salzkristalle kann man leicht in Schichten spalten, wenn man mechanisch auf sie einwirkt. Die Sprödigkeit basiert auf dem Verschieben von Gitterebenen. Gleich geladene Ionen sind plötzlich benachbart, der Kristall bricht auseinander. 1 2 3 2.8.3.2 Schmelz und Siedepunkte Vergleich zwischen Molekülen und Salzen Das Schmelzen von festem Wasser wie auch das von Salzen bedeutet eine Loslösung der Teilchen von den starren Gitterplätzen in eine bewegliche Form. Die für die Schmelz und Siedepunkte verantwortlichen zwischenmolekularen Kräfte bei den Molekülen sind in ihrer Richtungscharakteristik abhängig von den (gerichteten) Atombindungen. Bei den Salzen sind für die Schmelz und Siedepunkte die ungerichteten Ionenbindungen selbst verantwortlich. Die nächste Tabelle bringt mit einigen Beispielen den direkten Vergleich zwischen den Schmelzpunkten von Salzen und Molekülen. Moleküle Salze Art der wirkenden Kräfte, die für die Siede und Schmelzpunkte von Bedeutung sind. Fügen Sie die Stoffe in die rechten Felder ein und ordnen Sie mit Hilfe der wirkenden Kräfte die Schmelztemperaturen grob zu. NaCl, Cl 2, HCl, Na 2 S 114 C, 101 C, 801 C, 1180 C Richtungscharakteristik der Kräfte Nehmen Sie ein Becherglas und zeichnen Sie das Sieden der Stoffe Wasser und NaCl.
Salze KME 76 Es ist wohl eindeutig: Salze haben im Vergleich zu den molekular gebauten Stoffen höhere Siede und Schmelzpunkte, da sich jedes Ion mit mehreren Ionen der entgegengesetzten Ladung umgibt. Die dabei auftretenden Kräfte (Gitterenergie) sind grösser als die zwischenmolekularen Kräfte der Moleküle. Vergleich von verschiedenen Salzen Beim Schmelzen und Verdampfen der Salze muss die Gitterenergie teilweise bzw. ganz überwunden werden. Daher sind die entsprechenden Temperaturen von der Grösse der Gitterenergie abhängig. fest + + + + geschmolzen Die Schmelzpunkte sind u.a. abhängig von der Ionenladung und vom Ionenradius. Das ergibt sich direkt aus dem Coulomb'schen Gesetz, das die Anziehungskraft (F) mathematisch beschreibt aus den Ladungen der Ionen (Q1, Q2) und dem Abstand zwischen den Ladungen (r). Q 1 Q2 F = k 2 r Der Ionenradius hat einen direkten Einfluss auf den Abstand r. (Anziehungskräfte Gitterenergie Schmelzpunkt, Siedepunkt) Einfluss der Ladung NaF Mg TiC Ionenladung eintragen. + In welche Richtung nimmt die Gitterenergie zu? Schmelzpunkte zuordnen: 992 C, 2800 C, 4300 C Einfluss des Ionenradius In welche Richtung nimmt der Anionenradius zu? NaF NaCl NaBr 3 3 + In welche Richtung nimmt die Gitterenergie zu? Schmelzpunkte zuordnen: 747 C, 801 C, 992 C Zusammenfassung
Salze KME 77 2.8.3.3 Elektrische Leitfähigkeit von Salzen Leitet reines Wasser den elektrischen Strom? Die Antwort auf diese Frage liefert eine sog. Leitfähigkeitsmessung. Zwei Platinelektroden werden in den zu untersuchenden Stoff getaucht (Elektrolyt), danach wird eine Gleichspannung angelegt und die Leitfähigkeit mit Hilfe einer Glühbirne getestet. Spannungsquelle Elektrolyt Platin Elektroden Leitfähigkeitsmessung Destilliertes Wasser (reines Wasser) Salzlösung Festes Salz Salzschmelze Wann ist ein Stoff elektrisch leitend? Salzschmelze Salzlösung Wasser Herauslösen der Kationen festes Salz Wasser Herauslösen der Anionen festes Salz
Salze KME 78 2.8.3.4 Löslichkeit von Salzen in Wasser Die Löslichkeit von Salzen in Wasser ist ein Spiel zwischen Hydratationsenthalpie und Gitterenthalpie, die sich in der Lösungsenthalpie zeigt. Manche Salze lösen sich aufgrund der grossen beim Lösen zu überwindenden Gitterenthalpie erst gar nicht in Wasser. Kombiniert man Salzlösungen miteinander z.b. eine Silbernitratlösung und eine Natriumchloridlösung miteinander, so fällt AgCl aus. Silberchlorid ist also in Wasser unlöslich. Mechanistisch ist nicht leicht vorherzusagen, wann sich schwer lösliche Salze bilden. Die Frage "Warum ist NaCl leicht löslich in Wasser und AgCl schwer löslich?" lässt sich nicht leicht beantworten. Die Informationen können einfach aus der untenstehenden Tabelle entnommen werden. Wie bereits auf den vorangegangenen Seiten erörtert, sind Salze aus kleinen Ionen im Allg. schwerer löslich als Salze aus grossen Ionen, d.h. Fluoride und Hydroxide sind im allg. weniger löslich als Nitrate. Auch bei den Komplexionen gilt: je höher geladen umso schwerer löslich, je grösser umso besser löslich. Die Ladung spielt die übergeordnete Rolle, daher sind Phosphate P 3 4 mit ihrer dreifach negativen Ladung oft unlöslich. Löslichkeit von Salzen in Wasser (bei 298 K) Die Tabelle ist für den Unterricht stark vereinfacht und gilt nur zur rientierung. Folgende Ionen wurden berücksichtigt Einwertige Ionen: Alkalimetallionen, NH + 4, Ag+ Zweiwertige Ionen: Erdalkalimetallionen ohne Beryllium, Fe 2+, Cu 2+, Zn 2+, Cd 2+, Pb 2+, Mn 2+, Ni 2+ Dreiwertige Ionen: Al 3+, Cr 3+, Fe 3+ Nitrate N 3 alle Acetate CH 3 C alle löslich Chlorate Cl3 alle Fluoride F einfach geladene Kationen Chloride Cl Bromide Br Iodide I gering löslich bis unlöslich mehrfach geladene Kationen alle übrigen Pb 2+, Ag + Sulfate S 2 4 alle übrigen Pb2+, Ca 2+, Ba 2+ Sulfide xide S 2 2 Alkalimetallionen viele Erdalkalimetallionen alle übrigen Phosphate P 3 4 Alkalimetallionen Ammoniumion alle übrigen Hydroxide H Alkalimetallionen Ba 2+ alle übrigen Ca 2+ Beispiele: Sind Fällungen zu erwarten und wenn ja, wie ist die Reaktionsgleichung und wie heisst der Stoff der ausfällt? CaCl 2 Lsg + Na 3 P 4 Lsg FeCl 3 Lsg + NaHLsg AgN 3 Lsg + NaHLsg FeCl 3 Lsg + Na 3 P 4 Lsg
Salze KME 79 2.8.3.5 Elektrolyse Was passiert zwischen den Platinelektroden bzw. an den Elektroden, wenn die elektrische Leitfähigkeit eines Elektrolyten gemessen wird? Elektrolyse einer CuCl 2 Lösung Beobachtung Welche Teilchen liegen in einer wässrigen CuCl 2 Lösung vor? Die elektrische Leitfähigkeit von Salzlösungen und Salzschmelzen entsteht durch die Wanderung der Ionen im elektrischen Feld und nicht durch ein Hindurchfliessen von Elektronen durch den Elektrolyten. Bei einer sog. Elektrolyse wandern die positiven Kationen zur Kathode, die negativen Anionen wandern zur Anode. Daher stammen die Bezeichnungen Anode und Kathode. An diesen Elektroden findet ein Elektronenaustausch statt, es kommt zu einer Entladung des Elektrolyten. Dies ist gleichzeitig mit einer chemischen Veränderung verbunden. Anode Kathode ion hodos ana kata lysis Elektrolyse Elektrolyt Elektrode Anode Kathode wandernd Weg hinauf hinab Trennung Zerlegung durch elektr. Strom elektrolytisch zerlegbarer Stoff Stoff der den e den Weg bereitet (Anode/Kathode) Weg des Hinauffliessens Weg des Hinabfliessens Gesamt Leiter 1. Klasse sind Metalle und Graphit. Sie leiten den Strom durch frei bewegliche Elektronen und verändern sich dabei nicht. Leiter 2. Klasse sind Elektrolyte (=Flüssigkeiten). Die Stromleitung entsteht durch eine Ionenwanderung und ist mit stofflichen Veränderungen verbunden.
Salze KME 80 2.8.4 Energetik des Lösens von Salzen Lösen von NH 4 Cl in Wasser Lösen von NaH in Wasser + + + + + H Gitter ydratation H Lösung molare Gitterenthalpie molare Hydratationsenthalpie molare Lösungsenthalpie Energie, die aufgewendet werden muss, um ein mol eines Salzes (=Ionengitter) vom festen in den gasförmigen Zustand zu überführen. Energie, die bei der Anlagerung von Wasser an ein mol Teilchen umgesetzt wird. Energie, die beim Lösen von einem mol eines Stoffes umgesetzt wird. exotherm oder endotherm? exotherm oder endotherm? exotherm oder endotherm? Das Auflösen von Salzen in Wasser lässt sich formell in zwei energetisch entgegengerichtete Prozesse unterteilen. Bei der Anlagerung der Dipole des Wassers an die Ionen wird Energie frei, da neue Bindungen gebildet werden. Die Ionen müssen aber aus dem Gitter herausgelöst werden, was im Gegensatz dazu Energie erfordert. b der Gesamtprozess endotherm oder exotherm verläuft, hängt vom heikeln Verhältnis zwischen Gitterenergie und Hydratationsenergie ab.
Salze KME 81 Experiment Beobachtung Erklärung NH 4 Cl NaH Auflösung von CaCl 2 Auflösung von CaCl 2 6H 2 (Gitterplätze sind auch mit H 2 Molekülen besetzt Kristallwasser) Fällung eines schwerlöslichen Salzes Eisräumung auf Strassen, (Eis/Kochsalz Mischung) Das Schmelzen von Eis mit Kochsalz verläuft endotherm, da die freigesetzten Hydratationsenthalpien der Na + und Cl Ionen nicht ausreichen, um die Gitterenergien des Eis und des Kochsalzgitters aufzubringen. Der Betrag der Hydratationsenthalpie (symbolisiert als H ) ist also kleiner als der Betrag der Gitterenergien. Die fehlende Energie liefert u.a. die Wärmeenergie des Eises, die Eis/Salzmischung kühlt sich ab, das Salz löst sich auf und die Gitterstruktur des Eises zerfällt (Das Eis schmilzt). Das Salzstreuen im Winter beruht, auch bei Temperaturen unter 0 C, auf genau diesem Effekt. Die durch diesen Vorgang gebildete Salzlösung hat einen geringeren Schmelzpunkt/Erstarrungspunkt (20 C) als das reine Wasser (0 C), man spricht auch von einer Gefrierpunktserniedrigung, da die Ausbildung der regelmässigen Eisstruktur durch die vorliegenden Ionen behindert wird. Unterhalb dieser Temperatur lässt sich dann nicht mehr "mit Salz enteisen".
Salze KME 82 2.8.4.1 Drill&Practice Von Allem etwas 1. Welches sind die Verhältnisformeln der folgenden Verbindungen? Aluminiumsulfat, Kohlensäure, Natriumoxid, Calciumphosphat, Eisen(III) chlorat 2. Welche Namen haben folgende Salze? CaF 2, FeBr 3, K 2 C 3, Al(N 3 ) 3 3. Benennen Sie die folgenden Salze und zeichnen Sie die Strukturformeln. Bei mesomeren Zuständen sind alle Grenzstrukturen anzugeben. Na 2 S 4, Li 2 HP 4 4. Warum liegt der Schmelzpunkt von Natriumfluorid höher als der von Natriumacetat? 5. Zeichnen Sie die Strukturformeln von Ammoniak und Cäsiumchlorid. 6. Erklären Sie mit Hilfe der Theorie der Lösungsvorgänge bei Salzen, warum Aluminiumoxid praktisch in Wasser unlöslich ist. 7. Was ist faul an der folgenden Aussage: Beim Ausbringen von Streusalz auf vereiste Strassen tritt der Tauprozess durch die entstandene Wärme bei der Lösung des Salzes ein. 8. Im Labor sind 2 farblose Lösungen in Erlenmeyerkolben umgefüllt worden, unglücklicherweise ohne die Kolben vorher zu beschriften. Die Vorratsflaschen zeigen die Aufschriften Natriumphosphat und Silbernitrat. Wie lassen sich die beiden Lösungen retten? 9. Betrachten Sie die Elektrolyse von Wasser bei der 2 Gase entstehen. a) Welches Gas entsteht an der Anode, welches an der Kathode? b) Notieren Sie die Elektrodenreaktionen an der Anode und an der Kathode. Lösungen unter www.dinternet.ch.vu weiter zu Drill&Practice.
Metalle KME 83 2.9 Metalle Metallische Eigenschaften Es gibt 4 physikalische Eigenschaften, die alle Metalle aufweisen: 2.9.1 ElektronengasModell Die Eigenschaften der Metalle hängen, wie sollte es anders sein, eng mit deren Struktur zusammen. Metalle haben die Eigenschaft, dass sie leicht ihre Valenzelektronen abgeben. Als Gitterbausteine liegen im Metallkristall demnach positiv geladene Atomrümpfe vor, zwischen denen sich die Elektronen wie ein Gas frei bewegen können. Dieses Gas bewirkt den Zusammenhalt der Atomrümpfe. + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + 2.9.1.1 Elektrische Leitfähigkeit Legt man bei einem Metall eine Spannung an, so wird die regellose Bewegung der Elektronen gerichtet. Sie fliessen zum positiven Pol. Strömungsgeschwindigkeit der Elektronen: Geschwindigkeit des elektrischen Stroms: Exp: Leitfähigkeit von verschiedenen Stoffen (qualitativ)
Metalle KME 84 Temperaturabhängigkeit der elektrischen Leitfähigkeit Mit steigender Temperatur nimmt die Leitfähigkeit der Metalle ab, da eine höhere Temperatur ein stärkeres Schwingen der Atomrümpfe und damit eine Behinderung des Elektronenflusses bewirkt. Supraleitung: Mit abnehmender Temperatur nimmt die Leitfähigkeit zu. Der elektrische Widerstand verschwindet dann ganz abrupt bei einer bestimmten Sprungtemperatur. Für Hg liegt sie bei 4.1 K unterhalb der sich elektrischer Strom widerstandslos transportieren lässt. Der moderne keramische Supraleiter YBa 2 Cu 3 7 besitzt eine Sprungtemperatur von 92 K, also oberhalb von flüssigem Stickstoff (77K), der sich als Kühlmaterial sehr eignet. 2.9.1.2 Wärmeleitfähigkeit Wärmeleitung wird bei Nichtmetallen durch das Schwingen von Molekülen und Übertragung auf deren Nachbarmoleküle bewerkstelligt. Daher haben Gase eine relativ geringe Wärmeleitfähigkeit. Bei Metallen erfolgt die Wärmeleitung vornehmlich über die beweglichen Elektronen. Gute elektrische Leiter sind auch gute Wärmeleiter. 2.9.1.3 Duktilität (Verformbarkeit) Sprödigkeit von Salzen Verformbarkeit von Metallen + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + Härte Die positiven Atomrümpfe werden durch die Elektronen mittels elektrostatischer Anziehungskräfte zusammengehalten. Nach dem Coulomb'schen Gesetz gilt: je höher die Ladungen d.h. je mehr Elektronen abgegeben werden und je kleiner die Atomrümpfe umso härter das Metall z.b. Ca Mg Be
Metalle KME 85 Glanz Auch der Glanz von Metallen ist eine Folge des Elektronengases, das ein hohes Reflexionsvermögen für sichtbares Licht aufweist. Gitterstruktur Metallatomrümpfe ordnen sich wie die Ionen der Salze in bestimmten Gittertypen an, z.b. 2.9.2 Legierungen Die Bezeichnung Legierung 1 ist eine Sammelbezeichnung für metallische Gemische aus mindestens 2 Komponenten, von denen wenigstens eine ein Metall ist. Sie werden meist durch das Zusammenschmelzen der einzelnen Komponenten hergestellt. Legierungen zeigen meist ganz andere Eigenschaften als die Ausgangsstoffe besonders bezüglich ihrer Härte und ihrer Schmelzpunkte. Die Zahl der Legierungen wird auf etwa 75000 geschätzt. 5 davon sind nachfolgend aufgeführt. Legierung Zusammensetzung Eigenschaften Bronze Messing 90% Cu, 10% Sn >52% Cu, Rest Zn Amalgame Hg, andere Metalle Weissgold (585er) 58.5% Au, 41.5% Ni und Cu NirostaStahl Fe und u.a. 18% Cr, 8% Ni 1 ligare (lat.) vereinigen
Metalle KME 86 2.9.2.1 Drill&Practice Metalle und Bindungstypen 1. Welches sind die 4 am häufigsten verwendeten Gebrauchsmetalle? 2. Welche Metalle sind am längsten bekannt? 3. Metalle weisen eine Metallbindung auf. Wie nennt man die positiv geladenen Teilchen in der Metallbindung? 4. Wie nennt man die frei beweglichen Teilchen in einer Metallbindung? 5. Erläutern Sie, warum in einem stark erhitzten Metall in der Gasphase keine elektrische Leitfähigkeit auftritt. 6. Wie nennt sich die Bindung, die zwei (gleiche oder verschiedene) Nichtmetallatome eingehen? 7. Wird der Begriff der Elektronegativität auch auf Ionen oder Salze angewandt? 8. Welche Eigenschaften müssen Moleküle haben, die von einem elektrostatisch geladenen Stab abgelenkt werden? 9. rdnen Sie mit Pfeilen jeder einzelnen Verbindung den richtigen Bindungstpy zu. Atombindung (Moleküle) Metallbindung (Metalle) Ionenbindung (Salze) P 2 5 Ca KI Na 2 Al 2 3 Na PCl 3 MgCl 2 Pb H 2 Mg NH 4 N 3 10. Das Bindungsdreieck: rdnen Sie jede Ecke einem bestimmten Bindungstyp zu. Tragen Sie am Pfeil ein, ob die Polarität der Bindung zunimmt oder abnimmt NaSi Na 3 P Na 2 S NaCl MgCl 2 AlCl 3 SiCl 4 PCl 3 SCl 2 Cl 2 Na Mg Al Si P 4 S 8 Lösungen unter www.dinternet.ch.vu weiter zu Drill&Practice.