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Allgemeine und anorganische Chemie

Ich habe ein Semester lang an der Krankenpflegeschule Chemie unterrichtet. Dabei ging es um grundlegende Dinge auf dem Niveau der Unterstufe: Atommodell, chemische Bindung, Säuren und Laugen, pH-Wert, Radioaktivität. Nicht alle Details des Stoffes sind mir selber klar geworden. Meine hauptsächlichen Quellen für diese Seite:

• Häusler, Karl: Chemie. - In: Wissen für Schule und Beruf. Das große Buch der Allgemeinbildung.- o.O.: 1980. (Diesem Buch sind die meisten Beispiele entnommen.)
• Kaufmann / Zöchling: Chemie.- Wien: öbv&hpt (Hölder-Pichler-Tempsky), 1.Aufl. 2003. (das Chemiebuch meiner Tochter)
• Meyers Großes Taschenlexikon in 24 Bd. Hrsg. u. bearb. von d. Lexikonred. d. Bibliograph. Inst. (Chefred.: Digel Werner u. Kwiatkowski Gerhard) - Mannheim, Wien, Zürich: Bibliograph. Inst., aktual. Neuausg. 1983. (vor allem der Art. Periodensystem)
• Meine Chemiehefte aus meiner Gymnasialzeit. Mein Lehrer war Prof. Hagenbuchner.
• Schreiner, Josef: Physik. 2. Teil, Ausgabe B.- Wien: Hölder-Pichler-Tempsky, 1977. S. 227ff. (Der "Schreiner", mein Oberstufenphysikbuch)

Erste Begriffe

Element, Grundstoff

Kleinste Einheit von Stoffen, die noch die Eigenschaften dieses Stoffes (Schmelzpunkt, spezif. Gewicht usw.) hat; durch keine chemische Reaktion in weitere Bestandteile zerlegbar; kleinste Einheit: das Atom. Heute sind etwas mehr als 100 Elemente bekannt.

Chemische Verbindung

Stoff, der aus mehreren miteinander verbundenen Atomen besteht; kleinste Einheit: das Molekül.

Gemenge

Gemisch aus unterschiedlichen Stoffen (Atomen und/oder Molekülen)

• bei Auflösen in Flüssigkeit: (wenn homogen) Lösung
• Feststoff in Flüssigkeit: (wenn inhomogen) Schlamm
• Feststoff in Gas: Rauch
• Gas in Flüssigkeit: Schaum
• Flüssigkeit in Gas: Nebel

Ein Beispiel: Kochsalz in Wasser aufgelöst ist ein Gemenge. Es entsteht beim Lösen keine neue Substanz. Durch Eindampfen (und Auffangen des Wasserdampfes) kann man dieses Gemenge wieder in seine Bestandteile auftrennen. Die beiden Bestandteile Kochsalz und Wasser sind chemische Verbindungen. Durch chemische Vorgänge können sie in ihre jeweiligen Bestandteile zerlegt werden: das Wasser in zwei Gase, von denen eines brennbar ist, das andere nicht (Wasserstoff und Sauerstoff), das Salz in ein graues Metall und ein gelbgrünes Gas (Natrium und Chlor). Auch diese Stoffe bestehen ihrerseits aus noch kleineren Teilen, den Kernbausteinen Elektronen, Protonen und Neutronen.

Anderes Beispiel: Eisenspäne und Schwefelpulver gemischt ergeben ein Gemenge (Trennung z.B. mit Magnet). Wenn man es mit einem glühendem Draht berührt, glüht das Gemenge auf und es entsteht eine Verbindung: Eisensulfid. Eisensulfidmoleküle haben andere chemischen Eigenschaften als Eisen- oder Schwefelatome.

Radikal

Atomgruppe, die normalerweise nicht für sich existiert, sondern als Teil von Molekülen

Chemische Reaktion

Atomumgruppierungen ohne Änderung der Art und Gesamtzahl der Atome

Exotherme R.

Wärme wird abgegeben (-ΔH)

Endotherme R.

Wärme muß zugeführt werden (+ΔH)

Analyse

Zerlegung eines Stoffes

Synthese

Vereinigung von Stoffen; Ergebnis einer Synthese ist eine chemische Verbindung (es findet eine Stoffänderung statt)

Katalyse

chemische Reaktion mit einem Katalysator (Stoff, der die Reaktion begünstigt, daber aber nicht verbraucht wird)

Chemische Symbole

Für Elemente werden Symbole verwendet:

Für Verbindungen verwendet man Formeln:

• Summenformel: Elementsymbole, tiefgestellter Index: Anzahl der Atome pro Molekül:

  H2O	Wasser
  H2SO4	Schwefelsäre

• Strukturformel: zeigt an, welches Atom mit welchem zusammenhängt und mit wievielen Bindungsarmen (sagt aber wenig über die rämliche Struktur eines Moleküls):

  CH4	H | H-C-H | H	Methan
  C2H2	H-C≡C-H	Azetylen

Atom

Aus persönlichem Interesse habe ich eine etwas ausführlichere Darstellung zusammengestellt. In der Krankenpflegeschule habe ich mich auf das Bohrsche Atommodell beschränkt.

Atomhülle

Das Massemodell beschreibt Atome als kleine, elastische, elektrisch neutrale, gleichmäßig mit Masse erfüllte Kugeln (Dalton-Modell). Dieses Modell kann bereits einige Eigenschaften von Atomen beschreiben (kinetische Gasgesetze, Massenverhältnisse u.a.). Unerklärt bleibt damit aber z.B. das Phänomen der Elekrizität.

Das Masse-Ladungs-Modell stellt Atome als gleichmäßig mit Masse und positiver Ladung ausgefüllte Kugeln dar, in die wie Rosinen in einem Kuchen negativ geladene Teilchen, die sog. Elektronen, eingebettet sind (Thomson-Modell). Damit lassen sich auch die Zusammenhänge zwischen Atomen und Elektrizität veranschaulichen.

Kohlenstoffatom nach dem Thomson-Modell: infolge der wechselseitigen Anziehung und Abstoßung verteilen sich die (gelben, weil "Strom ist gelb") Elektronen gleichmäßig im positiven (blauen) "Ladungskuchen".

Der britische Physiker Ernest Rutherford (1871-1937, Nobelpreis f. Chemie 1908) schoß seit 1906 Alphateilchen auf eine Metallfolie und stellte zu seiner Überraschung fest, daß die Teilchen die Folie fast ungehindert durchdrangen, statt wie erwartet zum Großteil von der Folie reflektiert zu werden.

Rutherford zog daraus den Schluß, daß die Masse des Atoms in einem Punkt konzentriert ist, dessen Radius nur etwa 1/2000 des Atomradius beträgt. Er entwickelte das erste Kern-Hülle-Modell: es stellt Atome als Kugeln dar, die aus einem Kern und einer Hülle bestehen. Im Kern befindet sich die positive Ladung und fast die ganze Masse des Atoms. Um den Kern bewegen sich fast masselose, negativ geladene Elektronen, die die Hülle bilden (Rutherford-Modell). Die Elektronen müssen sich bewegen, weil sie sonst infolge der Anziehung in den Kern stürzen würden. Ein Atom ist also eine Art winziges Planetensystem mit dem Atomkern als Sonne und den Elektronen als Planeten.

Kohlenstoffatom nach dem Rutherford-Modell. Allerdings ist der Größenunterschied zwischen Atomkern und Atomhülle wesentlich größer als in der Graphik: hätte der Kern die Größe eines Tischtennisballs, dann wäre die Hülle 3 km entfernt.

Allerdings steht dieses Modell im Widerspruch zur klassischen Elektrodynamik, nach der die Elektronen laufend Energie abstrahlen und auf spiralförmigen Bahnen schließlich in den Kern stürzen müßten. Es erklärt auch nicht, warum der Bahnradius der Elektronen nicht beliebig ist, denn tatsächlich haben Atome immer ein ganz bestimmte Größe (die man seit Entdeckung der Avogadro-Konstanten auch berechnen konnte). Und nach diesem Modell müßte das Wasserstoffatom eine Scheibe sein.

Der deutsche Physiker Max Planck (1858-1947, Nobelpreis f. Physik 1918) erkannte um 1900, daß Lichtenergie nur in bestimmten Beträgen auftritt, nämlich in Vielfachen einer Konstanten h (und der Frequenz ν):

Der dänische Physiker Niels Bohr (1885-1962, Nobelpreis f. Physik 1922) postulierte 1913, daß Elektronen sich nur auf solchen Bahnen bewegen können, bei denen das Produkt aus Impuls des Elektrons p (=m*v) und Umfang der Bahn (2rπ) ein ganzzahliges Vielfaches des Planckschen Wirkungsquantums h ist.

Das Bohrsche Atommodell besagt, daß sich Elektronen nur auf Bahnen mit bestimmten Radien um den Kern bewegen können. Die Atomhülle besteht also aus Elektronenschalen.

Kohlenstoffatom nach dem Bohr-Modell, C hat zwei Elektronenschalen.

Der deutsche Physiker Arnold Sommerfeld (1868-1951) erweiterte das Bohrsche Modell dahingehend, daß sich Elektronen auch auf elliptischen Bahnen bewegen können. Für die Bestimmung der Ellipse wird neben der Hauptquantenzahl eine weitere Größe, die Nebenquantenzahl l (n-1, n-2, n-3 usw.) benötigt. Ein verbessertes Bohr-Sommerfeld-Modell benötigt zur Beschreibung des Energiezustands der Elektronen zwei weitere Größen: die Magnetquantenzahl m (±l, ±(l-1), ±(l-2) usw.) und die Spinquantenzahl s (±½).

Der aus Österreich stammende Physiker Wolfgang Pauli (1900-1958, Nobelpreis f. Physik 1945) formulierte 1924 das Pauliverbot (Paulisches Auschließungsprinzip), demzufolge in einem Atom keine zwei Elektronen in allen Quantenzahlen übereinstimmen dürfen. Daher ist die maximale Zahl der Elektronen pro Schale 2n².

Der französische Physiker Louis Victor de Broglie (sprich [broj], 1892-19??, Nobelpreis f. Physik 1929) verband 1924 die Gleichungen von Einstein (E = mc²) und Planck (E = hν), sowie die bekannte Beziehung zwischen Frequenz ν und Wellenlänge λ (c = ν*λ ∀ ν = c/λ, c... Ausbreitungsgeschwindigkeit der Welle):
mc² = hν
hν = h(c/λ) ⇓

Normalerweise schreibt man v (Vau) für die Geschwindigkeit (lat. velocitas). Um Verwechslungen mit ν (Ny) zu vermeiden, wurde hier c verwendet.

Er betrachtete das Elektron als stehende Welle um den Kern. Der Umfang der Elektronenbahn muß dann ein ganzzahliges Vielfaches der Wellenlänge sein (damit war eine physikalische Begründung für das bis dahin unbewiesene Postulat Bohrs geliefert):
n*λ = 2rπ
n*(h/p) = 2rπ
nh = 2rπp

Der deutsche Physiker Werner Heisenberg (1901-1976, Nobelpreis f. Physik 1932) formulierte 1927 seine Unschärferelation, nach der es unmöglich ist, Ort und Impuls eines Teilchens gleichzeitig genau anzugeben. Der Aufenthaltsort eines Elektrons läßt sich nur mit einer gewissen Wahrscheinlichkeit angeben. Das Produkt der Unschärfen der Messung von Ort und Impuls kann eine gewisse Konstante nicht unterschreiten.

Daraus folgt nun, daß ein Teilchen, das auf einen bestimmten Aufenthaltsbereich eingeschränkt ist, immer eine gewisse Bewegungsenergie hat, der Impuls kann nicht 0 sein. Da das Elektron im Atom auf eine Entfernung r (Atomradius) vom Atomkern eingeschränkt ist, ist sein stationärer Zustand ein Bewegungszustand, in dem das Elektron ohne Energieverlust verharren kann.
Δr = r
Δr*Δp = h/2π ∀
rp = h/2π ⇓
p = h/2πr

Der österreichische Physiker Erwin Schrödinger (1887-1961, Nobelpreis f. Physik 1933) stellte 1926 eine nach ihm benannte Differentialgleichung für die einem Elektron zugeordneten Welle (de Brogli-Welle, Wahrscheinlichkeitswelle) auf. Das Amplitudenquadrat ψ² dieser Welle bezeichnet die Wahrscheinlichkeitsdichte (die Antreffwahrscheinlichkeit in einem Volumselement). Ihre grafische Darstellung sind die sog. Orbitale. Nach der Form der von der Nebenquantenzahl abhängigen Wellenknoten unterscheidet man s- (sphärische Knotenfläche), p- (planare), d- (diffuse) und f-Orbitale. Die maximale Besetzung mit Elektronen beträgt s: 2, p: 6, d: 10, f: 14.

1s-Orbital: der Wahrscheinlichkeitsdichteraum ist eine Kugel.	2s-Orbital: die Wahrscheinlichkeitswelle hat eine Oberschwingung, die Knotenfläche (blau) ist eine Kugel; der Wahrscheinlichkeitsdichteraum ist eine Kugel in einer Hohlkugel.	2p-Orbital: die Wahrscheinlichkeitswelle hat eine Oberschwingung, ist aber antisymmetrisch, die Knotenfläche ist eine Ebene; der Wahrscheinlichkeitsdichteraum ist leicht eiförmig.

Atomkern

Da Atome elektrisch neutral sind, müssen den negativ geladenen Elektronen in der Atomhülle positiv geladene Ladungsträger im Atomkern entsprechen, die sog. Protonen.

Mit der Entwicklung der Massenspektrographen wurde es möglich, die Massen einzelner Atome zu bestimmen. Dabei entdeckte man, daß es neben dem "normalen" Wasserstoff auch schwere Wasserstoffatome gibt, die ziemlich genau die doppelte Masse haben.

Da auch der schwere Wasserstoff nach außen elektrisch neutral ist, lag es nahe, anzunehmen, daß dieser im Kern ein weiteres Proton und Elektron hat. Aber nach der Quantenmechanik ist es praktisch unmöglich, daß ein Elektron dauernd im Kern verweilt. Die zusätzliche Masse muß also von einem elektrisch neutralen Teilchen stammen, das fast die gleiche Masse hat wie das Proton, dem Neutron.

Erst 1930 gelang beim Beschuß von Beryllium mit Alphateilchen der experimentelle Nachweis der Neutronen: das so beschossene Beryllium sendet eine Strahlung aus, die auch Bleiplatten durchdringt (die ausgesendeten Teilchen müssen also kleiner sein als Alphateilchen) und fast keine ionisierende Wirkung hat (also keine elektrische Ladung trägt).

Zusammenfassung

Ein Atom besteht aus:

einem Kern

er enthält fast die ganze Masse des Atoms und besteht aus

• positiv geladenen Protonen (₁¹p⁺) und
• elektrisch neutralen Neutronen (₀¹n)

einer oder mehreren Schalen

mit negativ geladenen Elektronen (e^-), die nur wenig Masse haben

schematische Darstellung eines Kohlenstoffatoms nach dem Bohrschen Atommodell: 6 Protonen (cyan), 6 Neutronen (magenta) und zwei Elektronenschalen mit insgesamt 6 Elektronen (gelb).

Man schreibt dafür:

Die Zahl der Protonen heißt Ordnungszahl oder Kernladungszahl. Sie bestimmt, um welches Element es sich handelt. Im elektrisch neutralen Atom ist die Zahl der Elektronen gleich der Zahl der Protonen.

Isotope

Atome gleicher Ordnungszahl mit unterschiedlicher Neutronenzahl heißen Isotope. Beispiele:

Ionen

Wenn die Zahl der Protonen und Elektronen nicht gleich ist, sind die Atome bzw. Moleküle elektrisch geladen, man spricht von Ionen. Schreibweise und Benennung:

Wenn man die Elemente nach steigender Ordnungszahl ordnet, ergibt sich das Periodensystem der Elemente.

Periodensystem

Waagrecht Perioden, senkrecht Gruppen.

1. In den Elementen einer Periode nimmt die Zahl der Protonen (und Elektronen) (=Ordnungszahl) nach rechts jeweils um eins zu.
2. Am Anfang einer Periode beginnt stets die Auffüllung einer neuen Elektronenschale. Da es 7 Perioden gibt, gibt es 7 Elektronenschalten. Die maximale Besetzung mit Elektronen beträgt 2n²:
   1. (K-)Schale: 2
   2. (L-)Schale: 8
   3. (M-)Schale: 18
   4. (N-)Schale: 32
   5. (O-)Schale: 50
   6. (P-)Schale: 72
   7. (Q-)Schale: 98
3. Bei den Hauptgruppenelementen ist in jeder Gruppe die äußste Elektronenschale immer mit der "gleichen" Anzahl von Elektronen besetzt. Da diese das chemische Verhalten maßgeblich bestimmen, haben Elemente mit gleicher Außenelektronenzahl ähnliches chemisches Verhalten.
   Gleich bedeutet hier gleich in Bezug auf das energetische Niveau. Das heißt bei der K-Schale 2 Elektronen, bei den anderen 8 Elektronen. Daher steht das He in der VIIIer-Reihe, obwohl es nur 2 Außenelektronen hat.
4. Während bei den Hauptgruppenelementen mit steigender Ordnungszahl die zusätzlichen Elektronen immer in der äußersten Elektronenschale eingebaut werden, werden bei den Nebengruppenelementen innere Elektronenschalen aufgefüllt. Nebengruppenelemente haben in der äußersten Schale 1 oder 2 Elektronen, sie sind immer Metalle.

Legende

• rotes Symbol: bei Zimmertemperatur gasförmig (H, He, N, O, F, Ne, Cl, Ar, Kr, Xe, Rn)
• grünes Symbol: bei Zimmertemperatur flüssig (Br, Hg)
• schwarzes Symbol: bei Zimmertemperatur fest (alle anderen)
• orangefarbener Hintergrund: Edelgase (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn)
• gelber Hintergrund: Nichtmetalle (H, C, N, O, F, P, S, Br, I)
• grüner Hintergrund: Halbmetalle (B, Si, Ge, Ar, Se, Sb, Te, At)
• hellblauer Hintergrund: Metalle (alle anderen)
• radioaktiv sind Tc (43), Pm (61) und alle ab Po (84)

Die Atommasse (früher Atomgewicht genannt), wurde so definiert, daß dem Isotop ¹²C die Masse 12u zugeordnet wurde. Bei der mittleren Atommasse sind auch die natürlich vorkommenden Isotope und ihre relative Häufigkeit berücksichtigt.

Hauptgruppen

Nebengruppen

Lanthanoide und Actinoide

Die Elemente von Am (95) an kommen in der Natur nicht vor, sondern werden in Teilchenbeschleunigern künstlich erzeugt. Als ich maturiert habe (1980), war das letzte nachgewiesene Element das mit der Ordnungszahl 105 (es hieß damals Hahnium). Laut Chemiebuch meiner Tochter (2003) sind inzwischen die Elemente bis 114 nachgewiesen (ausgenommen das 113er). Das Hahnium heißt darin Dubnium. Die Namen der Elemente ab 110 (Unun*ium) sind wohl nur vorläufige Arbeitsnamen.

Zu den englischen Bezeichnungen sei folgendes vermerkt:

• die Metalle Eisen, Kupfer, Blei, Zinn heißen bekanntlich iron, copper, lead, tin
• viele engl. Bezeichnungen sind gegenüber den dt. um ein -um, -ium, -ine o.ä. erweitert: uranium, platinum, chlorine u.a.m.
• die Elemente Wasserstoff, Kohlenstoff, Stickstoff, Sauerstoff, Schwefel heißen wie im Lat. hydrogen, carbon, nitrogen, oxygen, sulphur
• merke: Natrium = sodium, Kalium = potassium, Quecksilber = mercury

Auch an der Größe der Atome kann man die Periodisierung gut ablesen. Innerhalb einer Periode haben die Alkalimetalle den größten Atomdurchmesser. Mit zunehmender Elektronenzahl nimmt infolge der steigenden Anziehungskraft der Atomdurchmesser ab, bis er bei den Edelgasen seine geringste Größe erreicht. Die Entfernung eines Elektrons führt bei den Alkalimetallen zu einer drastischen Verringerung des Atomradius.

Waagrecht die Ordnungszahl, senkrecht der Atomradius in pm (Picometer). Unausgefüllte Kreise bezeichnen unsichere Werte, Dreiecke bezeichnen 1+-Ionen. Quelle: Schreiner.

Chemische Bindung

Metallische Bindung

Metalle haben meist 1 oder 2 Außenelektronen. Sie bilden Gitter, in denen die Metallatome so viele Außenelektronen abgegeben haben, daß eine stabile Edelgaskonfiguration entsteht. Diese Atome sind also positiv geladene Ionen. Die abgegebenen Elektronen bewegen sich zwischen den Metallionen hin und her und bilden ein sog. "Elektronengas". Daher sind Metalle gute Leiter.

Metallionen (cyan), dazwischen die freien Elektronen (gelb)

Ionenbindung

In Salzen gibt ein Metallatom Elektronen an ein Nichtmetallatom ab. Ersteres wird dadurch positiv, letzteres negativ geladen. Durch die gegenseitige Anziehung und Abstoßung kommt es zur Bildung von Kristallgittern. Löst man diese Kristalle in Wasser, entstehen elektrisch leitende Lösungen.

+	↓	+
11 p+, 11 e-	17 p+, 17 e-	11 p+, 10 e-	17 p+, 18 e-
Na·	:·	Na+	[::]-

Na gibt sein "einsames" Außenelektron an Cl ab, das den freien Platz auffüllen möchte: 2 Na + Cl₂ ↓ 2 Na⁺ + 2 Cl^- (geschrieben als 2 NaCl; dieses Na-Elektron im Cl-Ion ist in der Abb. orange eingefärbt). Im Ionengitter ist jedes Na⁺-Ion von 6 Cl^--Ionen umgeben und umgekehrt. Es entstehen keine NaCl-Moleküle, "NaCl" gibt bloß das Zahlenverhältnis Na:Cl an.

Um die Verhätnisse in der äußersten Elektronenschale zu verdeutlichen, schreibt man die Anzahl der Außenelektronen in Form von Punkten um das chemische Symbol. Statt zwei Punkten kann man auch einen Strich (=Elektronenpaar) machen.

Elektronenpaarbindung, Atombindung, kovalente Bindung

Nichtmetallatome können ihre Außenalektronen nur schwer ablösen. Sie bilden stattdessen mit anderen Atomen gemeinsame Elektronenpaare. Da es keine freien Elektronen gibt, sind Stoffe mit Elektronenpaarbindung Nichtleiter oder Isolatoren.

+

↓

:· + ·: ↓ :::, |-|, Cl₂

H· + H· ↓ H:H, H-H, H₂ (alle gasförmigen Element mit Ausnahme der Edelgase bestehen aus zweiatomigen Molekülen)

| + | ↓ = ↵ ·-·

|C| + O₂ ↓ =C= ↵ |O≡C-|, CO₂

Es entstehen stabile "Achterschalen" in den Außenschalen, wie sie von den Edelgasen her bekannt sind (bei H₂ natürlich nur eine Zweierschale). Man kann den Atomen in einem Molekül ein Elektronenoktett in der Außenschale zuordnen.

Wie man an den Beispielen oben sieht, sind auch Mehrfachbindungen möglich: Doppelbindung ~ zwei gemeinsame Elektronenpaare, Dreifachbindung ~ drei gemeinsame Elektronenpaare:
· + · ↓ |N≡N|, N₂

Ein Spezialfall ist die koordinative oder dative Bindung (symbolisiert durch einen Pfeil ↓): ein Atom stellt beide Elektronen des gemeinsamen Elektronenpaares zur Verfügung, das andere verfügt über den freien Platz:
H--↓| (Chlorige Säure)

Wasserstoffbrückenbindung

Schwache chemische Bindung zwischen einem H-Atom, das an ein elektronegatives Atom gebunden ist, und einem weiteren elektronegativen Atom:
-H···O, -H···N, -H···S, -H···Halogen

Dies führt zur Bildung von Molekülassoziationen, wodurch die Schmelz- und Siedepunkte der betreffenden Verbindungen deutlich erhöht werden, z.B. bei Wasser:

H-O-H   H-O-H
     \   /   \
    H-O-H   H-O-H

Auch der Zusammenhalt der Peptidketten der Eiweiße und der Einzelstränge der DNS beruhen auf Wasserstoffbrückenbindung der Form N-H···O.

Valenz

Die Valenz ist jene Zahl, die besagt, wieviele H-Atome ein Atom oder eine Atomgruppe binden oder ersetzen kann. Anders gesagt: Valenz ist die Zahl der Elektronen, die ein Atom abgeben oder aufnehmen kann. (Sie korreliert daher mit der Zahl der Außenelektronen, ist aber nicht mit ihr identisch.)

Nicht bei allen Moleküen sind sämtliche Wertigkeiten abgesättigt: C (IV) bindet zwei O (II), also CO₂. Im Kohlenmonoxid CO ist also eine Valenz von II ungebunden. Solche Moleküle haben die Neigung, in einfachere Verbindungen zu zerfallen oder durch Angliederung anderer Atome / Moleküle die noch freien Wertigkeiten zu binden.

Viele Element können in mehreren Wertigkeiten auftreten. Als Beispiele seien S (II, IV, VI) und Fe (II, III) angeführt.

  O             O
  →              →
O=S  + H2O ↓ H-O-S-O-H
  ↔             ↔
  0             O

Redoxreaktion

2Mg + 02 ↓ 2MgO Magnesiumoxid Mg| + | ↓ Mg2+||2- (Ist Magnesiumoxid wirklich eine Ionenverbindung?)

Mg + Cl2 ↓ MgCl2 Magnesiumchlorid Mg| + 2 ·| ↓ Mg2+ + 2 ||-

Den Vorgang der Abgabe von Elekronen nennt man Oxidation, den der Elektronenaufnahme Reduktion (Mg wurde oxidiert, O₂ und Cl₂ reduziert). Der Reaktionspartner, der Elektronen abgibt, ist das Reduktionsmittel, er wird oxidiert. Der Reaktionspartner, der Elektronen aufnimmt, ist das Oxidationsmittel, er wird reduziert. Der Vorgang der Oxidation des einen und Reduktion des anderen Reaktionspartners heiß Redoxreaktion. (Andere Definition: Disproportionierung, Komproportionierung).

Beispiel Elektrolyse

Zn²⁺-Ionen wandern zum negativen Pol (Kathode), erhalten dort jeweils zwei e^- und werden entladen. Die I^--Ionen wandern zum positiven Pol (Anode), geben dort jeweils ein e^- ab und werden so entladen.

Aluminiumgewinnung aus reiner Aluminiumoxidschmelze (sog. Schmelzelektrolyse, erfordert hohe Stromstärken):
2Al³⁺ + 3O^2- ↓ 2Al + 3O (1½ O₂)

Stöchiometrie

Wenn bei der Reaktion Fe + S ↓ FeS nicht ungenutzte Fe- oder S-Atome überbleiben sollen, muß man gleichviel Fe- wie S-Atome verwenden. 1 g Fe enthält nun aber viel weniger Atome als 1 g S (weil Fe-Atome größer und schwerer sind).

1 mol = Atomgewicht (bei Molekülen Summe der Atomgewichte) in g. 1 mol eines beliebigen Stoffes enthält immer 6,023 * 10²³ Teilchen (Loschmidtsche Zahl, Avogadro-Konstante). 1 mol eines beliebigen Gases hat unter Normalbedingungen immer ein Volumen von 22,4 dm³.

1 mol Fe ~ 56 g, 1 mol S ~ 32 g; d.h. man muß Eisen und Schwefel im Verhältnis 56:32 (gekürzt 7:4) verwenden.

Wieviel gebrannten Kalk liefert eine Tonne Kalkstein?
CaCO₃ ↓ CaO + CO₂
Aus 1 mol Kalk gewinnt man 1 mol gebrannten Kalk.
1 mol Kalk = 40 + 12 + 3*16 = 100g
1 t = 1.000.000 g = 10.000 mol Kalk
1 mol gebrannter Kalk = 40 + 16 = 56 g
10.000 * 56 = 560.000 g = 560 kg

Wieviel Luft braucht man zur Verbrennung von 1 kg Kohlenstoff?
C + O₂ ↓ CO₂
1 mol C = 12 g
1 kg C enthät also 1000/12 = 83,3 mol
1 mol O₂ hat ein Volumen von 83,3 * 22,4 = 1866,6 dm³
bei 20,8% Anteil an der Luft sind das ~ 8974 l Luft (etwas mehr als 2 m³)
(Stimmt das wirklich?)

Wieviel FeS braucht man, um nach der Reaktion FeS + 2HCl ↓ H₂S + FeCl₂ 1 l H₂S zu gewinnen?
1 l eines Gases sind 1/22,4 ~ 0,044643 mol
1 mol FeS = 56 + 32 = 88 g
0,045 mol FeS = 3,93 g

Säuren und Basen

Das Eigenschaftswort zu Säure ist sauer. Basen werden auch Laugen genannt, das Eigenschaftswort dazu ist basisch oder alkalisch.

Definition von Svante Arrhenius (1884)

Säuren zerfallen in wässriger Lösung in H⁺-Ionen und Säurerestionen, Basen spalten OH^-- (Hydroxid-)Ionen ab. Man spricht von elektrolytischer Dissoziation.

Definition von Johannes Brønsted und Thomas Lowry (1923)

Säuren sind Substanzen, die H⁺ abgeben, Basen Substanzen, die H⁺ aufnehmen. Da H⁺ ein Wasserstoffatom ohne sein Elektron ist, also ein Wasserstoffkern, der ja nur aus einem Proton besteht, sagt man: Säuren sind protonenabgebende Substanzen (Protonendonatoren), Basen protonenaufnehmende (Protonenakzeptoren).

Die Abtrennung von Protonen durch Lösungsmittel heißt Säureprotolyse. Ist Wasser das Lösungsmittel, spricht man von Hydrolyse.

Daher leiten wässrige Lösungen von Säuren und Basen den elektrischen Strom. In Säuren sind die Atome kovalent verbunden. Durch Abgabe von H⁺ entstehen Ionen (H₃O⁺ [Hydronium], Säurerestionen). Bei Basen liegt in den Metallhydroxiden, deren wässrige Lösung die Basen darstellen (NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂) bereits Ionenverbindung vor.

Definition von G. N. Lewis (1938)

Säuren sind Substanzen, die ein Elektronenpaar aufnehmen, (Elektronenpaarakzeptoren), Basen Substanzen, die ein Elektronenpaar abgeben (Elektronenpaardonatoren). Der Unterschied zu Brønsted: Nach Brønsted müssen Säuren immer Wasserstoff enthalten, weil sie ja H⁺ abgeben, nach Lewis können auch solche Stoffe Säuren sein, die Brønsted-Basen neutralisieren, ohne Wasserstoff zu enthalten.

Auch Lösungen von Metalloxiden reagieren alkalisch:

Calciumoxid hat hier im Gegensatz zur Definiton von Brønsted kein Proton aufgenommen, sondern zwei Elektronen abgegeben.

Neutralisation

Die gegenseitige Aufhebung von saurer bzw. basischer Eigenschaft heißt Neutralisation. Hydroniumion und Hydroxidion verbinden sich zu Wasser, Säure- und Basenrest zu einem Salz:
NaOH + HCl ↓ 2H₂O + NaCl

Allgemeiner: H[S] + [B]OH ↓ 2H₂O + [B][S]

pH-Wert

pH steht für potentia Hydrogenii (Kraft / Mächtigkeit des Wasserstoffs, nach der Säuredefinition von Arrhenius).

2H₂O ↓ H₃O⁺ + OH^- = Autoprotolyse des Wassers. Bei 22°C befinden sich in 1 l Wasser 1/10.000.000 (10^-7) Mol H₃O⁺-Ionen und ebensoviel OH^--Ionen (in g: 19*10^-7 ~ 1,9µg H₃O⁺, 17*10^-7 ~ 1,7µg OH^-). Das Produkt der beiden Ionenkonzentrationen beträgt 10^-7* 10^-7 = 10^-14 = 1/10¹⁴.

Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der H₃O⁺-Konzentration (in Mol/l bei 22°C). Anders gesagt, er ist der Exponent unter Weglassung des Vorzeichens. 10^-7 ↓ pH-Wert 7.

Wenn die H₃O⁺-Konzentration steigt, sinkt der pH-Wert und umgekehrt. Das Produkt der Ionenkonzentrationen beträgt immer 10^-14 (pH + pOH = 14).

• pH > 7: basisch
• pH < 7: sauer
• pH = 7: neutral

Viele chemische Reaktionen laufen abhängig vom pH-Wert ab. Die Eiweißverdauung im Magen bei pH 2. Blut hat eine pH von 7,4.

Ein Indikator ist eine Substanz, die anzeigt, ob ein Stoff sauer bzw. basisch ist.

Radioaktivität

Alpha-Zerfall (α)

Sehr schwere Atomkerne senden ₂⁴He⁽²⁺⁾-Kerne aus, die Alphastrahlung:
₉₂²³⁸U ↓ ₉₀²³⁴Th (Thorium) + ₂⁴He
₉₀²³⁴Th ↓ ₈₈²³⁰Ra (Radium) + ₂⁴He
₈₈²³⁰Ra ↓ ₈₆²²⁶Rn (Radon) + ₂⁴He usw.

Alphastrahlung ist wenig durchdringend, hat eine Luftweitreiche von max. 30 cm, kann durch Papier abgeschirmt werden, ist inkoporiert aber sehr zerstörend.

Beta^--Zerfall (β^-) (Elektronenstrahlung)

Umwandlung schwach neutronenschwerer Kerne: ₀¹n ↓ ₁¹p + e^- + ν̄ (Antineutrino, sehr geringe Wechselwirkung):
₁³H (Tritium) ↓ ₂³He + e^-
₁₉⁴⁰K ↓ ₂₀⁴⁰Ca + e^- (stabil ist ₁₉³⁹K)

Betastrahlung ist durchdringender als Alphastrahlung, wird von dünnen Al-Schichten zurückgehalten, verursacht Verbrennungen.

Es gibt auch einen β⁺-Zerfall (Positronenstrahlung): ₁¹p ↓ ₀¹n + e⁺ (Positron) + ν (Neutrino).

Gammastrahlung (γ)

Sehr kurzwellige Röntgenstrahlung, die von Atomkernen ausgesandt wird, wenn diese aus einem energetisch angeregten Zustand in den energetischen Grundzustand zurückkehren. Durchdringt auch dicke Betonabschirmungen. Gammastrahlung sind keine Teilchen, sondern elektromagnetische Strahlung.

Neutronenstrahlung

Nur bei superschweren Elementen:
₉₈²⁵⁶Cf (Californium) ↓ ₉₈²⁵¹Cf + 5 ₀¹n

Halbwertszeit (t_½)

Halbwertszeit ist die Zeit, in der die Hälfte der Atome eines radioaktiven Stoffes zerfällt. Nach 2 Halbwertszeiten ist noch ein Viertel der Ausgangsmenge übrig, nach 3 Halbwertszeiten ein Achtel usw. N_t = N₀ * 10^-0,3*t/t_½ (t ist die vergangene Zeit, N_t ist die Menge nach dieser vergangenen Zeit, N₀ ist die Menge zum Ausgangszeitpunkt).

Verschiedene Halbwertszeiten:
²³⁸U: 4,51 * 10⁹ a (4 Mia 510 Mio Jahre)
²⁴Na: 15 h
¹⁴C: 5770 a

Wie lange dauert es, bis ein durch ⁹⁰Sr (Strontium, t_½ = 28 a) verseuchtes Gebiet betretbar ist, d.h. bis die Restaktivität 1 Millionstel (10^-6) der Anfangsaktivität beträgt?

Wieviel ¹⁸F (t_½ = 1,87 h) muß man bei 12,5 h Transportzeit bestellen, um bei Ankunft 1 mg zur Verfügung zu haben?

Einige Elemente und ihre wichtigsten Verbindungen

H₂ Wasserstoff

leichtestes Element, farb- und geruchloses, brennbares Gas (verbrennt zu Wasser, daher der Name)

• H₂O Wasser
• organische Verbindungen (↓ organische Chemie)

O₂ Sauerstoff

häufigstes Element der oberen Erdrinde (46,6%), in der Luft 20,8 Vol% (23 Gew%); farb- und geruchloses, unbrennbares Gas, zur Verbrennung notwendig (Nachweis: glimmender Holzspan).

• O₃ Ozon: zur Trinkwasserdesinfektion, UV-Schutz der Atmosphäre, in größerer Konzentration giftig (bodennahes Ozon)
• Oxide (Verbrennungsprodukte), z.B. CO₂ Kohlendioxid
• Peroxide O₂^2-, insbes. H₂O₂ Wasserstoffperoxid (oxidierend, bleichend; in 100%iger Konzentration eine ölige Flüssigkeit)

N₂ Stickstoff

farb- und geruchloses Gas, ca. 70% d. Luft sind Stickstoff, äußerst träg, in Eiweiß enthalten.

• NH₃ Ammoniak: farbloses, leichtes Gas, stechender Geruch, entsteht bei Eiweißfäulnis und Harnstoffabbau, in Abwässern
• NH₄⁺ Ammonium: Ion des Ammoniak:
  NH₃ + H₂O ↵ NH₄⁺ + OH^- (wässrige Lösung des Ammoniak = Salmiakgeist)
  z.B. NH₄Cl Ammoniumchlorid, Salmiak
• N₂O Stickstoff(I)oxid, Stickstoffoxidul, Lachgas: Narkotikum
• HNO₃ Salpetersäure: eine der stärksten Säuren, konzentriert eine rauchende Flüssigkeit
• NO₃^- Nitrate: Salze der Salpetersäure
• Weitere Ionen:
  • NH₂^- Ammid
  • NO₂^- Nitrit (Salz der Salpetrigen Säure HNO₂)
  • N^3- Nitrid
  • CN^- Cyanid
  • N₃^- Azid (Salz der Stickwasserstoffsäure HN₃ H-N=N=N ↵ H-N-N≡N)

S Schwefel

3 Modifikationen: rhombische Kristalle (α-S, bei Kristallisieren aus Lösungen), Nadeln (β-S, bei Abkühlen von Schmelzen), amorphe plastische elastische Masse (γ-S, bei Abschrecken von Schmelzen), je nachdem ob S₈-Ringmoleküle, S₆- u. S₄-Kettenmoleküle; in vielen Mineralen, organisch in Eiweiß, Haaren.

• H₂SO₄ Schwefelsäure: schwere ölige, hygroskopische Flüssigkeit, wichtige Chemikalie für Dünger, Farben, Sprengstoff, Kunststoffe, Medikamente, u.a.
• SO₄^- Sulfate: Salze der Schwefelsäure:
  • CaSO₄ Gips
  • Na₂SO₄ Glaubersalz (Purgativum)
• H₂SO₃ Schwefelige Säure
• H₂S₂O₃ Thioschwefelsäure
• S₂O₃^2- Thiosulfate: Salze der Thioschwefelsäure, als Fixiersalze in der Fototechnik (insbes. Na₂S₂O₃)
• H₂S Schwefelwasserstoff: farbloses, brennbares, sehr giftiges, nach faulen Eiern riechendes Gas; entsteht bei Eiweißzersetzung, in Vulkangasen, Faulschlamm

C Kohlenstoff

3 Modifikationen: Diamant (Atomgitter, sehr hart, stark lichtbrechend, Nichtleiter), Graphit (ebene, gegeneinander verschiebbare Schichtgitter, daher Schmiermittel, Stromleiter ↓ Graphitelektroden; Bleistiftminen; in Atomreaktoren), Ruß (verfilzte Graphitkriställchen); Koks, Kohle als Brennstoffe enthalten überwiegend Kohlenwasserstoffe (↓ organ. Chemie).

• CO Kohlenmonoxid: sehr giftiges, brennbares Gas: 2 CO + O₂ ↓ 2 CO₂
• CO₂ Kohlendioxid: Produkt der tierischen Atmung, alkoholischen Gärung und der Verbrennung, farb- und geruchloses Gas, schwerer als Luft (sinkt zu Boden), verwendet als Trockeneis und Feuerlöschmittel (Siedepunkt -78,5°C)
• H₂CO₃ Kohlensäure: wässrige Lösung des Kohlendioxid reagiert sauer (pH 4-5):
  CO₂ + 2 H₂O ↵ H₃O⁺ + HCO₃^-, HCO₃^- + H₂O ↵ H₃O⁺ + CO₃^2-
  in kohlensäurehaltigen Getränken (99% des CO₂ liegen jedoch physikalisch gelöst vor)
• CO₃^2- Karbonate: Salze der Kohlensäure:
  • CaCO₃ (kohlensaurer) Kalk, Marmor
  • Na₂CO₃ Soda

Cl Chlor

grüngelbes, schweres, stechend riechendes, sehr giftiges Gas; reagiert mit fast allen Metallen ↓ Chlorid:

• AgCl Silberchlorid: lichtempfindlich, in Filmen
• NaCl Kochsalz
• HCl Chlorwasserstoff: Gas, in Wasser gelöst Salzsäure (konzentriert 37%ig)
• HClO Unterchlorige Säure; Salze OCl Hypochlorite
• HClO₂ Chlorige Säure
• HClO₃ Chlorsäure; Salze ClO₃ Chlorate

Si Silizium

IV-wertiges Halbmetall, glänzende, dunkelbraune Kristalle, Nichtleiter, durch gezielte Verunreinigung (Dotierung) wichtigster Halbleiter (Computerchips)

• SiO₂ Quarz: Bergkristall, Rauchquarz, Chalcedon, Karneol, Onyx, Opal usw.
• H_2n+2Si_nO_3n+1 Kieselsäuren, einfachste H₂SiO₄ Orthokieselsäure bis H₁₃₀₂Si₆₅₀O₁₉₅₁:
  

     OH   OH
      |    |
  HO-Si-O-Si-...-OH
      |    |
     OH   OH

• Silikate: Salze der Kieselsäuren: 70% aller Mineralien

Übungsaufgaben

Stellen Sie die kovalente Bindung an Hand folgender Verbindungen dar:
a. O₂
b. CO₂
c. H₂O
d. CH₃OH

a. O=O oder O-O
b. O=C=O oder O≡C-O
c. H-O-H

d. H
   |
 H-C-O-H
   |
   H

Gibt es ein Element mit 10 Elektronen in der äußersten Schale? Wenn ja, welches?

Keines, 8 Außenelektronen sind das Maximum.

Was ist Betastrahlung?

Elektronenstrahlung. In schwach neutronenschweren Kernen zerfällt ein "überschüssiges" Neutron in ein Proton und ein Elektron, das Elektron wird aus dem Kern geschleudert.

Welche Art von chemischer Bindung liegt im Kupersulfat CuSO₄ vor? Begründen Sie.

Ionenbindung. CuSO₄ ist ein Salz der Schwefelsäure, Salze sind Ionenverbindungen: Cu²⁺SO₄^2-

Aus welchen Elementarteilchen ist der Atomkern aufgebaut, welche elektrischen Eigenschaften haben diese?

Protonen (positiv geladen), Neutronen (elektrisch neutral).

Was ist ein Molekül?

Verbindung mehrerer Atome, die kleinste Einheit einer chemischen Verbindung.

Was sind Ionen? Welche Arten von Ionen unterscheidet man? Nennen Sie je 2 Beispiele!

Elektrisch geladene Atome oder Moleküle, d.h. Atome oder Moleküle, bei denen die Zahl der Elektronen oder kleiner ist als die Zahl der Protonen. Kationen (positiv geladen): Na⁺, Fe²⁺; Anionen (negativ geladen): Cl^-, CO₃^2-.

Bei welchem radioaktivem Zerfall ändert sich die Gesamtzahl der im Atomkern befindlichen Teilchen nicht?

Beim Betazerfall. Auch bei der Gammastrahlung ändert sie sich nicht, aber es findet kein Zerfall statt!

Sind die unterstrichenen Substanzen der folgenen Reaktionsgleichungen Brønsted-Säuren oder -Basen? Begründen Sie!
a. HNO₃ + H₂O ↓ NO₃^- + H₃O⁺
b. NaOH + H₂O ↓ NaOH₃⁺ + OH^-
c. CaO + H₂O ↓ Ca²⁺ +2OH^-

a. Säure. HNO₃ gibt in der Reaktion ein H⁺ (=p⁺) an ein H₂O ab.
b. Base. NaOH nimmt ein H⁺ (=p⁺) auf.
c. Weder noch. Entstehung von OH^- zeigt basische Reaktion, CaO hat aber kein p⁺ aufgenommen, sondern 2e^- abgegeben (sog. Lewis-Base).

Wieviel g H₃O⁺-Ionen sind in 1 l saurer Lösung mit pH-Wert 2?

pH 2 bedeutet 1/10² = 1/100 mol/l H₃O⁺. 1 mol H₃O⁺ hat 19 g (3*1 + 16), also sind es 19/100 g, gerundet etwa 0,2 g.

Was sind Isotope?

Atome gleicher Ordnungszahl mit unterschiedlicher Neutronenzahl.

Wieviel wiegen 3 mol Schwefelsäure?

Schwefelsäure = H₂SO₄. 3*(2*1 + 32 + 4*16) = 294 g

Was ist ein Indikator? Nennen Sie ein Beispiel!

Substanz, die anzeigt, ob ein Stoff sauer bzw. basisch ist. Lackmus.

Im radioaktiven Niederschlag von Tschernobyl befanden sich u.a. Isotope von ₅₅Cs und ₃₈Sr. Erklären Sie, warum der menschliche Körper diese leicht anstelle von ₁₉K bzw. ₂₀Ca in der Organismus einlagert!

Gleiche Anzahl von Außenelektronen bei K und Cs bzw. Ca und Sr, daher ähnliches chemisches Verhalten.

Nennen Sie einige organische und anorganische Stickstoffverbindungen!

Anorganisch: NH₃ Ammoniak, N₂O Lachgas, HNO₃ Salpetersäure und ihre Salze (Nitrate NO₃^-), NH₄Cl Salmiak.
Organisch: Amine und Aminosäuren -NH₂, Peptide und Proteine, Nitroverbindungen -NO₂.

Geben Sie die saure Reaktion für die Oxalsäure an!

HOOC-COOH +2H₂O ↓ ^-OOC-OOC^- +2H₃O⁺.

Was sind Ester, und an welcher Atomgruppe erkennt man Ester organischer Säuren?

Reaktionsprodukte aus einer Säure und einem Alkohol. Estergruppe

-C=O
  \
   O-

Ordnen Sie die folgenden Substanzen in organische und anorganische:
a. C₂H₅OH
b. NaOH
c. C₂H₄
d. CO₂
e. CH₃COOH
f. NaCl
g. H₂CO₃

Anorganisch sind b, d, f und g, die übrigen sind organisch. Begründung: Stoffe ohne C (b, f) sind immer anorganisch. Unter den Kohlenstoffverbindungen gehören Kohlenmonoxid und -dioxid (d) und dessen Abkömmlinge (Kohlensäure g, Carbonate) zu den anorganischen Stoffen.

Was sind Proteine?

Polypeptide, d.h. lange Ketten aus Aminosäuremolekülen.

Wie nennt man folgende chemische Reaktion: CH₃OH + H₂SO₄ ↓ CH₃-O-SO₃H + H₂O?

Veresterung: Methanol + Schwefelsäure ↓ Schwefelsäureester + Wasser.

Benennen Sie die folgenden Substanzen:
a. H₂S
b. CO
c. NH₃
d. H₂O₂
e. O₃
f. CH₃-CH₂-OH
g. CH₃-CH₂-CH₂-CH₃
h. C₃H₅(OH)₃

a. Schwefelwasserstoff
b. Kohlenmonoxid
c. Ammoniak
d. Wasserstoff(su)peroxid
e. Ozon
f. Ethylalkohol/Ethanol (ältere Schreibweise: Äth-)
g. Butan
h. Glycerin

Was versteht man unter exothermer bzw. endothermer Reaktion?
Was ist Katalyse?
Nenne organische und anorganische Sauerstoffverbindungen!
Welche Elemente bezeichnet man als Halogene, welche als Edelgase?
Was ist Alphastrahlung, was Gammastrahlung?
Was ist die Halbwertszeit?
Was versteht man unter Neutralisation?
Was ist der pH-Wert?
Was sind Fette?
Was ist ein Alkohol?
Was versteht man unter Veresterung?

Autor: Michael Neuhold (E-Mail-Kontakt)
Letzte Änderung: 25. März 2017